UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E EXATA

Curso: Farmácia

Disciplina: Química Geral

Docente: Alcione TorreS Ribeiro

PREPARO DE SOLUÇÕES

RELATÓRIO 02

Géssica Couto Schaun

Jequié – Bahia

Dezembro/2011

INTRODUÇÃO

O homem, desde a antiguidade, procura explicações para tudo o que o rodeia e a

composição da luz foi uma delas. Muitos cientistas colaboraram com seus estudos para

chegarmos aos conhecimentos atuais – teoria quântica.

Para se chegar à teoria quântica foi preciso, primeiro, descobrir do que a matéria

é composta. Os gregos descobriram que existia um ponto em que a matéria não poderia

mais ser dividida, e chamou essa parte da matéria de átomo (a = negação + tomos =

divisível → indivisível).

O cientista a ter o primeiro argumento convincente para o átomo foi John

Dalton, ele usou de medidas experimentais para desenvolve sua hipótese atômica

porem, não investigou a estrutura interna do átomo e representou os átomos como se

fossem esferas do tipo de uma bola de bilhar.

Posterior a Dalton surgiu o físico britânico, J.J. Thomson. Este estava realizando

estudos sobre os raios catódicos – raios que são emitidos quando uma alta tensão é

aplicada a entre dois eletrodos em um tubo de vidro sobre o vácuo – o que mostrou que

os raios catódicos eram partículas carregadas negativamente. Thomson notou que as

partículas carregadas eram as mesmas, independente do metal usado para o cátodo.

Assim, ele concluiu que as partículas carregadas negativamente eram partes de todos os

átomos e as denominou de elétrons, (ATKINS, 2001).

Apesar da descoberta de que o átomo portava os elétrons – carga negativa – o

átomo como um todo possuía carga igual à zero. Dessa forma, Thomson propôs um

modelo atômico como uma bolha positivamente carregada, de material gelatinoso, com

elétrons suspensos nela. Entretanto, Ernest Rutherford conhecia alguns elementos que

emitiam feixes de partículas carregadas positivamente chamadas de partículas alfa (α).

Rutherford pediu para que dois de seus alunos emitissem partículas α contra um pedaço

de folha de platina. Se os átomos fossem bolhas de geleia carregadas positivamente,

então as partículas α passariam facilmente através da folha de platina, (ATKINS, 2001).

Contudo, o que se observou com o experimento foi que houve partículas α que

desviaram mais ou menos 90° e outras voltaram na direção de sua origem. Embora esses

desvios tivessem ocorridos, a proporção do evento foi cerca de 1 para 20.000,

(ATKINS, 2001). Esses resultados levaram a conclusão de que o átomo possuía uma

densa carga positiva central circundada por um grande volume de espaço vazio onde se

encontram os elétrons. Assim, o modelo de Thomson foi derrubado e vigorou o modelo

de Rutherford.

Pode-se observar que os átomos foram estudados pelas propriedades das

radiações eletromagnéticas que eles emitiam. As características ondulatórias da radiação

eletromagnética se devem às oscilações periódicas entre o campo magnético e o campo

elétrico. Isto dá origem a duas características da onda: o comprimento e frequência. O

comprimento e a frequência da onda eletromagnética estão relacionados, pois a

velocidade da onda é sempre a mesma. Se o comprimento da onda é longo, sua

frequência será baixa; se a frequência da onda é alta, seu comprimento será curto, (Teste

de Chama e Transição de Cores).

À medida que um corpo torna-se mais quente, ele brilha com maior intensidade

e a cor da luz emitida muda do vermelho para o branco. Para explicar esse fenômeno de

forma quantitativa os cientistas tiveram que medir a intensidade da radiação de cada

comprimento de onda. Os primeiros estudos não tiveram sucesso, pois as teorias

disponíveis na época previam que a intensidade da radiação deveria aumentar

continuamente com a diminuição do comprimento de onda – catástrofe do ultravioleta

–. Essa questão foi resolvida pelo físico alemão Max Planck, ele propôs que as

vibrações dos átomos em um objeto são quantizadas, isto é, somente determinadas

vibrações, com frequências específicas, são permitidas, (KOTS,2009). Resolvendo

assim a catástrofe do ultravioleta.

Depois de Planck, cientistas iniciaram seus estudos partindo da teoria da energia

quantizada. Um desses cientistas foi Albert Einstein que explicou o efeito

fotoelétrico, fenômeno pelo qual foi observado que existe uma frequência mínima de

luz para que um elétron seja emitido de uma superfície metálica onde há incidência de

um feixe de luz. Einstein propôs que a energia que atinge a superfície metálica é um

fluxo contínuo de pacotes de energia mínima, e a cada pacote de energia mínima,

Einstein denominou de fóton. Complementando a teoria de Planck, Einstein deduziu

que cada fóton deveria ter uma energia proporcional à frequência da luz, e, portanto, a

própria energia radiante é quantizada, (Teste de Chama e Transição de Cores).

Todos esses estudos realizados até agora estão embasados na física clássica e de

acordo com ela se os elétrons permanecessem estacionados, seriam imediatamente

atraídos pelo núcleo, e se os elétrons descrevessem órbitas ao seu redor, perderiam

energia gradativamente e também acabariam por cair no núcleo, o que destruiria o

átomo. Partindo desse conceito Niels Bohr deu inicio aos seus estudos e este foi baseado

nos espectros de linhas – um fenômeno através do qual se observa que, quando um gás é

submetido à alta pressão dentro de um tubo e é aplicada uma alta voltagem, este gás

emite diferentes cores de luz. Quando esta luz passa através de um prisma, o espectro

resultante é composto apenas por algumas linhas em poucos comprimentos de onda.

Estas linhas são espaçadas por regiões escuras, onde não se observa a incidência de luz,

e, portanto, correspondem à ausência de comprimentos de onda naquelas determinadas

faixas. É possível também observar que os átomos excitados deste gás brilham

exatamente na cor de suas linhas espectrais –. Dessa forma, Bohr propõe que um átomo

só pode perder energias em certas quantidades, discretas e definidas e os elétrons só

podem existir em uma série de níveis discretos e definidos de energia. O átomo, por sua

vez, não permanece estável quando realiza um salto quântico – denominação dada

quando um elétron absorve mais energia do que a energia definida que já possui e passa

a ocupar um nível maior de energia –, tende a liberar esta energia e voltar a seu nível

inicial de energia. Ao voltar ao seu nível inicial de energia, a energia absorvida é

liberada em forma de luz, de cor característica do elemento deste átomo e diretamente

relacionada com a energia característica de absorção deste elemento.

Esta teoria de Bohr pode ser comprovada de varias formas uma delas é o teste de

chamas, onde os elétrons são facilmente excitados para níveis de energias superiores –

salto quântico –. Ao retornarem ao seu estado inicial de energia, liberam fótons de luz

de cores características a cada elemento.

OBJETIVO

Identificar os cátions através do teste de chama.

PARTE EXPERIMENTAL

1. Materiais e reagentes

1.1. Materiais

Espátulas

Vidro de Relógio

Caixa de Fósforos

Conta gotas

Capela

Caneta

Etiquetas

1.2. Reagentes

Cloreto de bário (BaCl2)

Cloreto de sódio (NaCl)

Cloreto de lítio (LiCl)

Cloreto de Calcio (CaCl2)

Cloreto de cobre (CuCl2)

Cloreto de potássio (KCl)

Cloreto de estrôncio(SrCl2)

2. Procedimento

2.1. Escreveu-se o nome dos cloretos nas etiquetas;

2.2. Colaram-se as etiquetas na bancada da capela em forma de fila;

2.3. Colocaram-se os vidros de relógios na bancada da capela próximos ao

nome de cada cloreto também, em forma de fila;

2.4. Colocaram-se os cloretos, com o auxilio da espátula, nos vidros de

relógio;

2.5. A capela foi ligada;

2.6. Colocou-se o álcool metílico em um béquer pequeno;

2.7. Com o auxilio da conta gotas, colocou-se o álcool metílico sobre os

cloretos até umedecê-los;

2.8. Acendeu-se o fósforo e o aproximou, com cuidado, dos cloretos

umedecidos;

2.9. Observaram-se as chamas;

2.10. Em um vidro de relógio separado colocou-se o álcool metílico,

aproximou-se o fósforo aceso e depois colocou o cloreto de cobre, lítio e

cálcio;

2.11. Observou-se a chama;

RESULTADOS E DISCURÇÕES

1. Resultados

Tabela 1: cores da chama obtidas para cada cátion com seus respectivos sólidos e cores

da chama na literatura.

Sólido Cátions Cor da chama na

literatura

Cor da chama observada

Cloreto De

Bário (BaCl2)

Ba2+ Verde

Amarela

Cloreto De

Sódio (NaCl)

Na+ Amarelo

Laranja

Cloreto De

Lítio (LiCl)

Li+ Vermelho

Avermelhado

Cloreto

Calcio

(CaCl2)

Ca2+ Laranja

Azul

Cloreto de

Cobre

(CuCl2)

Cu2+ Verde

Verde

Cloreto de

Potássio (KCl)

K+ Violeta

Laranja

Cloreto De

Estrôncio

(SrCl2)

Sr2+ Vermelho

Rosa

2. Discursões

O fenômeno das cores das chamas está embasado na característica ondulatória da

radiação eletromagnética. As ondas possuem como características a frequência e o

comprimento. Quanto maior o comprimento, mais baixa a frequência; quanto menor o

comprimento, mas alta a frequência. A frequência é expressa em ciclos por segundo, e a

sua unidade é o Hertz (Hz).

Figura 1 Relação entre o comprimento e a frequência de uma onda.(http://mcrisquimicap.blogspot.com/2011/11/teste-de-chama-e-transicao-de-cores.html)

A frequência da luz determina a cor. O olho humano não recebe todas as ondas

eletromagnéticas logo, não se consegue ver todas as cores apenas aquelas cujo

comprimento de onda é chamado de luz visível.

Figura 2 Espectro da luz visível. (http://mcrisquimicap.blogspot.com/2011/11/teste-de-chama-e-transicao-de-cores.html)

Assim, foi posto sais nos vidro de relógio um a um, e a substancia volátil da

reação no roteiro era o álcool etílico, mas este álcool possui uma chama azul e isto

poderia influenciar no resultado da chama dos cátions. Por isso, foi utilizado no lugar do

álcool etílico o álcool metílico. Porém, o álcool metílico é tóxico e foi preciso utilizar a

capela para fazer a experiência.

Os sais foram os de cloreto, pois, esses são mais voláteis. A questão da votação

se deve ao fato de que, esses sais são provenientes de um ácido forte, em meio aquoso,

que é o ácido clorídrico (HCl). Vale ressaltar que a reação para formação dos sais ocorre

em meio aquoso.

O método utilizado para obtenção das cores pela chama não foi muito eficaz,

pois, este consistiu em, primeiro, colocar o sal no vidro de relógio depois, molhar o sal

com o metanol e por ultimo fornecer a energia – o fogo proveniente do palito de

fósforo. De acordo com esse procedimento primeiro o metanol foi queimado para só

depois, queimar o sal. Assim, quando o sal começou a queimar o fogo já estava se

exaurindo, pois, o metanol já tinha sido queimado. Outro fato que teve uma influencia

negativa na experiência foi o fato de que os cloretos analisados estavam vencidos. Esse

fato teve influencia na coloração do bário, sódio, cálcio, potássio e estrôncio.

O primeiro cloreto a ser analisado foi o cloreto de bário e pode-se observar que o

cátion Ba2+ possui uma coloração amarela. A coloração observada foi diferente da

coloração da literatura – verde. O segundo cátion analisado foi Na+ e na reação teve uma

coloração .laranja, mas na literatura sua coloração é amarela. Já no Li+ a coloração

observada foi compatível com a cor da literatura - o vermelho. No Ca2+ a coloração

observada foi azul e possuía faíscas amareladas, essas faíscas indicam impurezas

contidas no sal, que pode ter sido proveniente da espátula mal lavada, sua cor prevista

na literatura é laranja. O Cu2+ teve sua cor observada igual a prevista pela literatura –

verde. No K+ a cor prevista pela literatura é o violeta, mas, a cor observada foi o laranja.

Por fim, o cátion Sr2+ teve como cor observada o rosa, mas, a cor indicada pela literatura

é o vermelho.

Por curiosidade, após a realização do experimento, foram postos em um vidro de

relógio separado, os cloretos de lítio, cálcio e cobre para que pudesse ser visto as

chamas dos cátions Ca2+, Li+, Cu2+ misturadas. O cloreto de sódio não poderia participar

desta reação, pois o cátion Na+, pelo fato de ser interferente, mascararia as cores dos

outros cátions.

Abaixo segue uma figura ilustrando o esquema das reações que ocorrem na

chama, mas nessa ilustração o sal inicial encontra-se no estado aquoso.

Figura 3 Esquema das reações que ocorrem na chama. (http://www2.iq.usp.br/docente/shps/Disciplinas/Graduacao/QFL2241/Coloquio1-Quali-ParteB.pdf)

CONCLUSÃO

Com essa experiência pode-se observar a veracidade dos conceitos do átomo e

da quantização da energia. Além, da comprovação da emissão de radiação

eletromagnética, pelos elementos analisados, na região do visível.

REFERENCIA E BIBLIOGRAFIA CONSULTADA

1. Referencias

TESTES de chama. Disponível em: <http://nautilus.fis.uc.pt/bl/conteudos/42/pags/videosdivulgcientifica/chama/index.htm>. Acesso em: 12 de nov. de 2011.

VASCONCELLOS, C. O Átomo de Bohr. Visto em: <http://www.cesarzen.com/FIS1057Lista1.pdf >. Acesso em 12 de nov. de 2011.

QUÍMICA analítica qualitativa. Disponível em: <http://www2.iq.usp.br/docente/shps/Disciplinas/Graduacao/QFL2241/Coloquio1-Quali-ParteB.pdf >. Acessado em: 17 de nov. de 2011.

TESTE de chama e transição de cores. Disponível em: <http://mcrisquimicap.blogspot.com/2011/11/teste-de-chama-e-transicao-de-cores.html>. Acesso em: 17 de nov. de 2011.

KOTS, J. C. Química geral e reações químicas. 5. ed. Rio de Janeiro: Pioneira Thomson Learning, 2009.

ATINKS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio. Porto Alegre: Bookman. 2001.

2. Bibliografia de Consulta

LEE, J. Química inorgânica não tão concisa. 3. ed. São Paulo: Edgard Blücher. 2003

RUSSELL, J. B. Química geral. 2. ed. Rio de Janeiro: McGraw-Hill, 1994.