ANÁLISE DE CHAMA

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3.6 Procedimento Experimental Para o Cloreto de Potássio (KCl)

Umedeceu-se com etanol um pequeno pedaço de estopa e colocou-se sobre um cadinho. Em seguida, com auxílio de um isqueiro iniciou-se o processo de queima da estopa, logo após, com uma espátula retirou-se uma pequena porção de KCl e adicionou-se sobre a chama da estopa, analisando a mudança de coloração desta chama.

3.7 Procedimento Experimental Para o Cloreto de Bário (BaCl2)

Umedeceu-se com etanol uma delgada porção de estopa e colocou-se sobre um cadinho. Posteriormente, através de um isqueiro iniciou-se o processo de queima da estopa, em seguida, com uma espátula retirou-se uma pequena porção de BaCl2 e adicionou-se sobre a chama da estopa, observando a alteração na coloração desta chama.

4- RESULTADOS E DISCUSSÕES

4.1 Coloração do Cloreto de Sódio (NaCl)

Ao expor o NaCl a chama da estopa, após um certo período notou-se que a coloração da chama havia sido alterada, a tabela a seguir exibir as colorações experimentais e teóricas:

Tabela 1: ocorrência das linhas do espectro

Linha do espectro experimental para o sódio (Na)

Linha do espectro teórica para o sódio (Na)

Comprimento de Onda em nm

Amarela

Amarela

589

Fonte: VOGEL, A. Química analítica qualitativa. 5ª edi. São Paulo: mestre jou,1981.

A coloração observada se deve ao salto quântico. Este fenômeno ocorre porque um elétron em um átomo pode passar de um nível de menor energia (estado fundamental) para outro de maior energia (estado excitado), desde que receba energia para isso, neste caso a energia foi fornecida na forma de calor. O retorno do elétron para o estado fundamental é acompanhado de liberação de energia na forma de ondas eletromagnéticas, por exemplo, como luz visível, inframelho ou ultravioleta [2]. A cor amarela característica observada na amostra do NaCl se deve exclusivamente ao elemento sódio. Isto devido a medida da energia de ionização do sódio ser consideravelmente menor que a do elemento cloro, tornando a excitação do elétron do sódio mais viável.

4.2 Coloração do Cloreto de Níquel (NiCl2)

Ao submeter o NiCl2 a chama da estopa, após um certo período verificou-se que a coloração da chama havia sido alterada, a tabela a seguir exibir a coloração experimental:

Tabela 2: coloração experimental

Linha do espectro experimental para o níquel (Ni)

Laranja

O aquecimento foi suficiente para romper a ligação iônica entre o níquel (Ni) e o cloro (Cl), embora esta ligação seja considerada altamente estável e, consequentemente, requerer uma energia alta para ser rompida, a massa utilizada foi pequena de modo que o valor da energia para o rompimento decresceu proporcionalmente. Desse modo, a coloração percebida se deve ao salto quântico, que é o processo de excitação dos elétrons do nível menos energético para o mais energético e posterior retorno, do átomo de Ni. Apesar das pesquisas realizadas não foi encontrado na literatura específica a cor característica do átomo de Ni.

4.3 Coloração do Cloreto de cálcio (CaCl2)

Ao expor o CaCl2 a chama da estopa, após um certo período notou-se que a coloração da chama havia sido alterada, a tabela a seguir exibir as colorações experimentais e teóricas:

Tabela 3: ocorrência das linhas do espectro

Linha do espectro experimental para o cálcio (Ca)

Linha do espectro teórica para o cálcio (Ca)

Comprimento de Onda em nm

Vermelho-tijolo

Vermelho-tijolo

620

Fonte: VOGEL, A. Química analítica qualitativa. 5ª edi. São Paulo: mestre jou,1981.

A cor visualizada se deve ao salto quântico do elétron do átomo de cálcio (Ca). A energia fornecida na forma de calor foi suficiente para romper a ligação do cloreto de cálcio. A ligação iônica entre os dois elementos é altamente estável, no entanto, a massa utilizada foi pequena e, com isso, a energia necessária para rompimento da ligação sofreu alteração.

4.4 Coloração do Cloreto de Cobre (CuCl2)

Após colocar o CuCl2 a chama da estopa, transcorrido um certo período notou-se que a coloração da chama havia sido alterada, a tabela a seguir exibir as colorações experimentais e teóricas:

Tabela 4: ocorrência das linhas do espectro

Linha do espectro experimental para o cobre (Cu)

Linha do espectro teórica para o cobre (Cu)

Comprimento de Onda em nm

Verde

Verde

530

Fonte: VOGEL, A. Química analítica qualitativa. 5ª edi. São Paulo: mestre jou,1981.

A cor observada se deve ao salto quântico do elétron do átomo de cobre (Cu). A energia fornecida na forma de calor foi suficiente para romper a ligação do cloreto de cobre. A ligação iônica entre os dois elementos é altamente estável, porém, a massa utilizada foi pequena e,com isso, a energia necessária para a quebra foi decrescida.

4.5 Coloração do Cloreto de Potássio (KCl)

Após submeter o KCl a chama da estopa, transcorrido um certo período percebeu-se que a coloração da chama havia sido modificada, a tabela a seguir mostrar as colorações experimentais e teóricas:

Tabela 5: ocorrência das linhas do espectro

Linha do espectro experimental para o Potássio (K)

Linha