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Relatório de práticas contendo duas experiências de química inorgânica: espectroscopia eletrônica e sistemas e reações químicas. Descreve objetivos, materiais, procedimentos e resultados de cada experimento, além de discussões e referências bibliográficas.
Tipologia: Resumos
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2.Objetivo
Esse experimento tem como objetivo identificar as substâncias por meio das cores produzidas pela chama como reflexo das mudanças nos níveis de energia dos átomos e moléculas ao longo de um processo. No laboratório, a espectroscopia eletrônica permite decifrar o significado das cores, através da análise das transições e da quantificação dos fenômenos de interação da radiação eletromagnética com a matéria que revelam mudanças sofridas pela luz ao atravessar ou interagir com um meio físico, material.
3.Parte experimental:
3.1 Reagentes e Materiais
3.2 Procedimento Experimental
Primeiro é necessário fazer diversos furos na lateral da lata com auxílio de um prego com altura mínima de 2 cm da base, em seguida é preciso remover a lingueta de abertura com um alicate. Para acender a chama adiciona-se 10 ml de etanol na lata, depois, deve-se jogar um palito de fósforo acesso e aguardar a chama aparecer de forma incolor. Com a chama acesa adiciona-se a solução na tampa da lata com o conta gotas, cada solução apresentará uma cor diferente. Deve-se repetir o processo com as outras soluções em latas diferentes.
4.Resultados e discussões
A cor observada em cada chama é característica do elemento presente na substância aquecida. Por exemplo, ao se colocar o sulfato de cobre, na chama, a luz emitida é de cor verde, o cloreto de cálcio emite uma luz vermelha, o cloreto de estrôncio produz uma luz avermelhada, o sulfato de lítio gera uma luz carmim, já com o nitrato de sódio a luz é amarelada e com o nitrato de potássio a chama é violeta. Isso acontece porque cada elemento é formado por um átomo diferente, pois as suas camadas eletrônicas possuem valores de energia bem definidos.
5.Conclusão geral
Segundo o modelo de Bohr, quando os átomos de um elemento são colocados na chama, o calor excita os elétrons, isto é, faz com que passem para níveis de maior energia. Ao voltarem aos níveis iniciais, liberam energia na forma de luz. Desta forma, é possível concluir que, como os átomos de cada elemento possuem órbitas com níveis de energia diferentes, a luz liberada em cada caso será em um comprimento de onda também diferente, o que corresponde a cada cor. Ou seja, a cor surge, na realidade, de transições eletrônicas em espécies de vida curta que se formam momentaneamente na chama.
6.Referências bibliográficas
https://www.editorajuspodivm.com.br/cdn/arquivos/bd433873fd46d7175ab2d7c4a6b 9dc6.pdf
1.Introdução
A reatividade dos metais está relacionada à eletropositividade, ou seja, é a capacidade que um elemento tem de perder elétrons. Quanto mais reativo o elemento for, maior será a sua eletropositividade. Como mostrado abaixo, os metais são ordenados por meio da sua reatividade química, os metais mais reativos à esquerda e os menos reativos à direita.
Quanto mais reativo a substância, menos nobre ele é. Como por exemplo, o ouro que é um metal nobre, pois ele é pouco reativo. O hidrogênio, apesar de não ser metálico, se localiza como um divisor entre os mais reativos e os menos reativos.
2.Objetivo
O objetivo deste experimento é verificar que os metais menos nobres, ou seja, os mais reativos, deslocam os mais nobres dos compostos em reações entre metais e soluções iônicas.
3.Parte experimental:
3.1 Reagentes e Materiais
3.2 Procedimento Experimental
Esse experimento foi dividido nas seguintes etapas:
4.Resultados e discussões
6.Referências bibliográficas https://www.infoescola.com/quimica/reatividade-quimica-de-metais-e-nao-metais/
3.Parte experimental:
3.1 Reagentes e Materiais
Este procedimento será dividido em duas etapas: Etapa I e II
3.2 Procedimento Experimental
Para esse experimento é necessário separar os tubos de ensaio e colocar, somente, 1 mL do primeiro reagente e 0,5 mL do segundo reagente com auxílio de pipetas. Repetir o mesmo procedimento para todos os sistemas e anotar a cor da solução de cada reagente e o tipo de precipitado.
4.Resultados e discussões
Etapa I:
K4[Fe(CN)6] + AgNo3 = Ag4(Fe(CN)6) + KNO3: houve mudança de cor para branco. K4[Fe(CN)6] + FeSo4= Fe4(Fe(CN)6)3 + K2SO4 + Fe2: houve mudança de cor para azul e formação de um precipitado granulado. K4[Fe(CN)6] + CuSo4 = Cu2Fe(CN)6 + K2SO4: houve mudança de cor para marrom e formação e um precipitado granulado. K2Cr2O7 + BaCl2 = BaCr2O7 + KCl: houve mudança de cor para laranja e formação de um precipitado granulado. K2Cr2O7 + Pb(CH3COO)2 = PbCrO4 + KCH3COO + CH3COOH: houve mudança de cor para amarelo e formação de um precipitado granulado. K2Cr2O7 + AgNo3 = Ag2Cr2O7 + KNO3: houve mudança de cor para vermelho e formação de um precipitado granulado. FeSo4 + NaOh = Fe(OH)2 + Na2SO4: houve mudança de cor para verde escuro e formação de um precipitado granulado.
Na2S2O3 + BaCl2 = NaCl + BaS2O3: houve mudança de cor para branco. Na2S2O3 + Pb(CH3COO)2 = Na(CH3COO) + PbS2O3: houve mudança de cor para branco e formação de um precipitado granulado.
Etapa II:
CuSO4 + KI = K2SO4 + CuI + I2: houve mudança de cor para verde escuro. CuSO4 + NH4OH = Cu(OH)2 + (NH4)2SO4: houve mudança de cor para azul escuro e formação de um precipitado azul claro. CuSO4 + BaCl2 = CuCl2 + BaSO4: houve mudança de cor para azul claro e formação de um precipitado branco. AgNO3 + BaCl2 = AgCl + Ba(NO3)2 : houve formação de um precipitado branco. Ni(NO3)2 + NH4OH = Ni(OH)2 + NH4NO3: houve mudança de cor para azul e formação de um precipitado. Ni(NO3)2 + NaOH = X= Ni(OH)2 + NaNO3: houve formação de um precipitado verde. Ni(OH)2 + NaNO3 + NaClO = NiOOH + H2O + NaCl: houve mudança de cor e formação de um precipitado. CoCl2 + NH4OH = (Co(NH3)6)Cl2 + H2O: houve mudança de cor para marrom claro e formação de um precipitado. CoCl2 + NaOH = Co(OH)2 + NaCl: houve formação de um precipitado azul.
5.Conclusão geral
É possível concluir que, cada mistura produz uma reação, cor e precipitado diferente se transformando em novas substâncias. A mistura dos reagentes produziu ao final da
6.Referências bibliográficas
http://www2.unirio.br/unirio/ccbs/ibio/dcn/disciplinas/quimica-geral/textos-complementa res_teoria/Texto%209_reacoes_quimicas.pdf
