Teste de Chama, Provas de Engenharia Agronômica

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO PIAUÍ - UFPI

CENTRO DE CIÊNCIAS DA NATUREZA - CCN

DEPARTAMENTO DE QUIMICA

DISCIPLINA: QUÍMICA GERAL E ANALÍTICA

TESTE DA CHAMA

TERESINA

SUMÁRIO

RESUMO

1 – INTRODUÇÃO ......................................................................................................

2 - PARTE EXPERIMENTAL ......................................................................................

2.1 - MATERIAIS E REAGENTES...............................................................................

2.2 - PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL .......................................................

3 - RESULTADO E DISCUSSÃO ...............................................................................

4 - CONCLUSÃO .......................................................................................................

5 - REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS .....................................................................

RESUMO

Visto nos primórdios da humanidade como uma manifestação dos deuses, o fogo e as chamas vêm sendo utilizados pelo homem em seu benefício desde que este aprendeu a dominá-lo para iluminação, aquecimento, espantar animais e para cozinhar alimentos.

A dominação do fogo foi um divisor de águas na estrutura organizacional da sociedade, pois anterior ao seu domínio a humanidade vivia literalmente na era das trevas.

O fogo é o desenvolvimento simultâneo de calor e luz, produzido da combustão de materiais inflamáveis. É a reação química entre o combustível e oxigênio do ar (comburente), em face de uma fonte de calor. Logo para que haja fogo, é necessário que existam três elementos essenciais da combustão, que constituem o chamado "Triângulo da Combustão". São eles: combustível, calor e oxigênio comburente (FIOCRUZ).

Na presença de combustível, calor e oxigênio (comburente) é possível à produção das chamas, que são alvo de estudo do presente relatório. Relatório que tem adaptação para a queima de sais e a observação das luzes emite. Processo conhecido como Teste da Chama.

Desde a invenção da pólvora negra no século IX pelos chineses, têm-se conhecimento de que determinados materiais, quando queimados, produzem chamas coloridas. Foram, porém os italianos e alemães que, na Idade Média, deram mais cores e efeitos às chamas. Eles aprenderam a adicionar compostos metálicos na pólvora, obtendo variada gama de cores e efeitos.

Por volta de 1855, Busen descobriu que um composto, quando submetido à ação de uma chama, emite luz com cores características para cada elemento químico. Como exemplo as cores brilhantes dos fogos de artifício que são produzidas pela queima de diferentes elementos químico.

Em meados do século XVIII começaram os estudos sistemáticos de identificação de compostos pelo uso de chamas, conduzidos mais ou menos de modo simultâneo por vários pesquisadores. Thomas Melvill (1726-1753) observou, em 1752, o espectro de linhas brilhantes emitido por chamas contendo sais

metálicos. Em 1758, Andreas Marggraf (1709-1782) conseguiu diferenciar sais de sódio e sais de potássio pela cor de suas chamas.

John Herschel (1792-1871), por sua vez, mostrou que a radiação emitida pelas chamas de bário, cálcio, estrôncio e cobre, ao atravessar um prisma de vidro, era resolvida em suas linhas espectrais características, fato que poderia ser usado para fins de identificação química.

Joseph Fraunhofer (1787-1826) fez o mesmo tipo de estudo, quando fazia analises do índice de refração de vidros, observando em particular o par de linhas amarelas emitidas pelo sódio, Tais estudos redundaram na construção do espectroscópio de Bunsen e Kirchoff (Lockemann, 1956), valioso instrumento de identificação de metais, que culminou com a descoberta, pelos dois cientistas, dos elementos césio e rubídio.

Esta vasta gama de estudos permitiu, em 1928, que o botânico dinamarquês Henrik Lundegardh (1888-1969) criasse a fotometria de chama.

A aplicação da teoria dos quantum ao estudo da estrutura dos átomos e de suas raias espectrais de emissão e de absorção foi feita, pela primeira vez, por Niels Bohr em 1913. A teoria atômica de Bohr utilizou-se do modelo atômico de Rutherford (RAMOS, 2004).

No trabalho de Bohr, foi aplicada pela primeira vez a hipótese quântica para explicar a estrutura atômica com razoável sucesso. Entretanto, a teoria de Bohr estava parcialmente incorreta, sendo abandonada 12 anos depois para dar lugar a teoria quântica. Havia, contudo, fundamentos suficientes nas ideias de Bohr que lhe permitiram explicar por que os átomos no estado excitados emitiam luz somente com certas frequências.

Do Modelo Atômico de Rutherford-Bohr sabemos que o elétron, quando localizado numa órbita estacionária, não perde e nem ganha energia espontaneamente. Por isso, diz-se que, ele assume um estado estacionário. Todavia, quando ele absorver uma quantidade bem definida de energia ele saltará para uma órbita mais externa. Dizemos, então, que o elétron realizou um salto

2. PARTE EXPERIMENTAL

2.1. MATERIAIS E REAGENTES

• (^) Béquer
• Bico de Bünsen
• Fio de Platina
• Ácido clorídrico
• (^) Algodão
• Cloreto de sódio (NaCl)
  • Cloreto de Lítio (LiCl)
  • Cloreto de Cálcio (CaCl 2 )
  • (^) Cloreto de Bário (BaCl 2 )
  • Cloreto de Potássio (KCl)
  • Cloreto de Estrôncio (SrCl 2 )
• Cloreto de Cobre (CuCl 2 )

2.2. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

No bico de Bunsen, verificou-se se a entrada de ar estava fechada e se a torneira de gás estava aberta. Em seguida, posicionou-se o bico longe das pessoas ou objetos perigosos para evitar acidentes com a chama. Sob a orientação do professor foi aceso o bico de Bünsen, com o auxilio de fósforos, de acordo com as normas de segurança do laboratório. Inicialmente a chama no bico de Bunsen apareceu luminosa (combustão incompleta) devido a insuficiência em oxigênio na

combustão, sendo imprópria para o experimento. Por tanto, ajustou-se a entrada de ar do bico e, com o aumento no teor de oxigênio na combustão, a chama tornou-se não luminosa, o que é ideal para a utilização em experimentos, por ocorrer a combustão completa dos gases. Depois da regulagem do bico de Bunsen, preparou-se a haste com o fio de platina que seria utilizado como suporte dos compostos até a chama. Mergulhou-se a platina, com algodão na ponta (como um cotonete), no ácido clorídrico levando, em seguida, ao fogo para sua limpeza. Verificou-se se havia alguma alteração na 08 cor da chama, caso houve-se, repetia-se o procedimento até a platina ficar devidamente limpa. Foi colocado sobre a bancada nove béquer, contendo composto diferente na seguinte ordem: Cloreto de sódio (NaCl), Cloreto de Lítio (LiCl), Cloreto de Cálcio (CaCl2), Cloreto de Bário (BaCl2), Cloreto de Estrôncio (SrCl2), Cloreto de Potássio (KCl), Cloreto de Cobre (CuCl2), Amostra 1 e Amostra 2. Em seguida o fio de platina foi mergulhado, com o algodão na ponta, na solução de Cloreto de sódio (NaCl), e levado a chama para a visualização da cor emitida. Logo após, limpava-se e secava-se a platina para evitar a contaminação em outras misturas. Depois, o processo foi repetido até que todas as amostras fossem testadas a fim de analisar detalhadamente cada solução. No fim de cada experimento anotava-se o nome da substância presente na solução e a coloração da chama obtida. Quando houve dúvida quanto à cor repetiu-se o processo quantas vezes fora, necessária.

exposto a uma quantidade de energia (para a chama, energia em forma de calor), parte dos elétrons da última camada de valência recebe esta energia e avança para um nível de energia mais elevado, alcançando um estado conhecido com estado excitado. Ao retornar do estado excitado para o estado anterior (estado fundam), os elétrons liberam a energia recebida em forma de luz.

5. CONCLUSÃO

Identificamos e observamos os sais através de cores que eles radiavam, através do teste de chama. Observamos que cada sal possui uma coloração característica devido à disposição dos elétrons nas camadas de energia. Quando um sal recebe uma quantidade bem definida de energia os elétrons tendem a saltar para uma camada mais externa, assim quando perdem energia os elétrons voltam para sua camada original emitindo desta forma uma luz característica de cada cátion.

6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRAFICAS

BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: A ciência centra l. 9 ed. São Paulo: Prentice Hall, 2005. RUSSELL, John B.; Química Geral vol.1, São Paulo: Pearson Education do Brasil, Makron Books, 1994. BUENO, L. et al. O ensino de Química por meio de atividades experimentais: a realidade do ensino nas escolas. Disponível em: <http://www.unesp.br/prograd/ ENNEP/Trabalhos%20em%20pdf%20%20Encontro%20de%20Ensino/T4.pdf> Acessado em 24 abr. 2012. SHRIVER, D. F E ATKINS P. W. Química Inorgânica. 3a edição. Tradução: Maria Aparecida B. Gomes. São Paulo. Ed. Bookman. 2003.

TESTE DA CHAMA. Disoinivel em: <HTTP://profivolauro.blogspot.com/ 2009_01_01_archive.html> Acessado em: 22 de março de 2009.

APOSTILA, PRÁTICA TESTE DA CHAMA. Disponível em: <http://www.dqi.ufms.br/ ~lp4/Apostila%20aula%20pratica.pdf> Acessado em: 22 de março de 2009.