O documento descreve um experimento de teste de chama realizado por estudantes para identificar diferentes elementos químicos. O experimento observou a coloração da chama ao aquecer sais de diferentes elementos e comparou os resultados com as cores esperadas baseadas na teoria quântica. Os cálculos de energia liberada confirmaram a teoria de Bohr para cada elemento.

1. UNIVERSIDADE FEDERAL DE RORAIMA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
QUÍMICA INORGÂNICA
PROF. VIVIANE CARDOSO
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA:
TESTE DE CHAMA
Autor: Ezequias Nogueira Guimarães
Boa Vista – RR.
Dezembro de 2015.

2. EZEQUIAS NOGUEIRA GUIMARÃES
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA:
TESTE DE CHAMA
Relatório apresentado como requisito para
nota da aula prática número 2, teste de
chama, sob a supervisão da professora
Viviane Cardoso, da disciplina de Química
Inorgânica, QI102.
Boa Vista – RR.
Dezembro de 2015.

3. INTRODUÇÃO
Na busca por diferenciar determinados elementos em substâncias, a combustão, também
chamada de teste de chamas, baseia-se nas afirmações do cientista dinamarquês Niels Bohr (1885 –
1962) sobre a energia quantizada de um átomo. Segundo tal teoria, cada elétron possui quantidades
específicas de energia, que geram um comprimento de onda limitado e sempre tendem a voltar para
seu estado fundamental (nível de energia do elétron mais baixo que lhe é possível).
Normalmente o átomo fica em seu estado fundamental e ao receber energia térmica alguns
dos elétrons desse átomo são excitados, recebendo mais energia, e passam a ocupar regiões
diferentes na eletrosfera. As teorias de Einstein e Planck, separadamente, demonstram que nessa
fase, quando os elétrons voltam ao seu estado fundamental, eles liberam energia em forma de
partículas de radiação eletromagnética (fótons) proporcional a frequência de radiação (luz). Nessa
liberação de energia observa-se uma variação na coloração emitida em cada radiação, as cores
obtidas são as identidades de cada elemento, que são reconhecidas através dos espectros que variam
do violeta (curto) ao vermelho (longo). (Figura 1).
As frequências emitidas são os números de oscilação completas que a onda faz a cada
segundo, e o comprimento de onda é a distância de duas camadas vizinhas. Cada elétron possui uma
velocidade característica e sua propriedade ondulatória, e levando esses dados em consideração
pode-se calcular a frequência da radiação.1
Figura 1. Espectro da Luz
Fonte: Internet (Common License).

4. OBJETIVOS
Observar a coloração obtida em cada substância;
Calcular energia emitida.
MATERIAIS UTILIZADOS
Para realização do experimento teste de chamas utilizou-se o Bico Bunsen, para a
combustão das substâncias e consequente aquecimento dos elétrons, fio de Monel para manuseio
dos elementos, e HCl e água para limpeza do Fio de platina dentro da capela.
NORMAS DE SEGURANÇA
Na realização do experimento utilizou-se o Bico de Bunsen que requerer um manuseio
adequado para evitar propagação de incêndios, além do fio de platina que quando aquecido requer
cuidados para não causar queimaduras.
Em caso de riscos reais deve-se utilizar extintor de incêndio especifico e procurar a saída de
emergência mais próxima, caso haja contato com algumas das substancias, seguir as orientações da
professora, caso necessário, buscar acompanhamento médico.
A limpeza do fio de Monel com o HCl aconteceu dentro da capela, os equipamentos de
proteção individuas foram utilizados, e dessa forma, os experimentos não apresentaram riscos à
saúde da professora e demais estudantes.
PARTE EXPERIMENTAL
Os elementos são manuseados com fio de platina para evitar contaminação das amostras que
são aquecidas pelas chamas do bico de Bunsen que na temperatura adequada conseguem excitar os
elétrons.
Na pratica do experimento separou-se os seguintes elementos: Cloreto de Estrôncio (SrCl2),
Cloreto de Potássio (KCl), Cloreto de Sódio (NaCl), Cloreto de Cobre (CuCl2), Cloreto de Cálcio
(CaCl2) e o Cloreto de Bário (BaCl2).
Colocou-se uma pequena quantidade de cada elemento no fio de Monel e posteriormente
colocou-se o fio sob a chama do Bico de Busen para se possível observar a coloração da chama.
O experimento foi repetido para cada elemento, com a limpeza do fio na capela com HCl e
água.

5. RESULTADOS E DISCUSSÃO
Com a combustão dos elementos verificou-se que a chama apresentou uma determinada
coloração para cada substância. Tal coloração observada pode ser comparada com a coloração
característica encontrada na literatura. Dessa maneira pode-se verificar que cada elemento possui
realmente uma coloração própria resultado da liberação de energia e advinda de sua composição
singular.
A tabela 1 apresenta as os dados obtidos nos experimentos realizados na sala de aula com os
elementos identificados.
Tabela 1. Coloração dos elementos e energia liberada
Substância Coloração no
experimento
Coloração na
literatura
Comprimento de
onda (ƛ)
Energia (E)
Cobre Verde Azulado Azul 500 nm 3,98.10-19j
Estrôncio Vermelho Vermelho Carmesim 680 nm 2,92.10-19 j
Potássio Lilás Lilás 580 nm 3,43.10-19 j
Sódio Amarelo Amarelo Intenso 590 nm 3,37.10-19j
Bário 1º Teste = Laranja
2º Teste = Verde
Verde 530 nm 3,75.10-19j
Cálcio Vermelho Alaranjado Vermelho Tijolo 650 nm 3,06.10-19j
Para efetuar o cálculo da energia liberada e o comprimento da onda em cada experimento
utiliza-se as formulas de Planck: E = h.v e C = h.v, onde:
C - Velocidade da luz;
V – Frequência de radiação magnética;
E – Energia (fóton);
ƛ – Comprimento de onda;
h – Constante de Planck (6,63 .10-34).
Nos experimentos, os metais, que tendem a perder seus elétrons nas camadas de valência,
utilizados em conjuntos com os sais ao receberem o calor da chama perdem seus elétrons. Esses
elétrons tornam-se livre e são novamente capturados pelo sal da substancia. Dessa forma, o elétron
que recebeu mais energia altera sua localização na orbita e quando volta ao seu estado fundamental
emite a radiação que em determinado comprimento de onda define a coloração visualizada. Essa
coloração muda de elemento para elemento, pois a distribuição eletrônica de cada elemento varia.

6. Ao analisara coloração da chama, o elemento Bário apresentou uma coloração diferente da
encontrada na literatura, porém ao realizar-se novamente o experimento a coloração encontrada na
literatura pôde ser visualizada por poucos instantes. Tal acontecimento pode ser explicado pela
interferência na utilização de instrumentos diferentes e na higienização do mesmo. O sódio foi o
último elemento a ser utilizado, por que a chama do sódio mascara a de outros cátions caso o sal
testado esteja contaminado com sódio, o que pode ter acontecido com o Bário.
Outro motivo para a coloração diferente pode ter sido a falta do vidro de cobalto, que serve
para filtrar a cor amarelada proveniente do sódio na queima dos sais para que assim possa observar-
se apenas as cores obtidas na queima. Algumas substancias não apresentaram a coloração
exatamente igual à da literatura, devido ao fato das substancias utilizadas no experimento se
encontrarem na forma de sais e não em compostos puros.
CONCLUSÃO
A partir da comparação das cores obtidas no experimento com as cores encontras na
literatura, concluiu-se que as cores do experimento apresentaram pequenas mudanças, resultadas de
alguma interferência do meio.
Concluiu-se então que a teoria proposta por Bohr é realmente verificada com os elementos e
a energia liberada pode ser calculada, assim como.
O método empregado foi o mais adequado para o experimento, o que contribuiu para o
sucesso da prática, dando dessa forma parâmetro para os alunos de geologia conseguirem
futuramente analisar e identificar certos elementos em diferentes contextos.
BIBLIOGRAFIA
1RUSSEL, John B. Química Geral. 2 ed. Vol. 1. São Paulo: 1994, p 205 – 245.
1MENDHOM, J et al. Vogel – Análise Química Quantitativa. 6 ed. Vol. Único. Rio de Janeiro:
2002, p325 -353.
HARRIS, Daniel C. Análise Química Quântica. 7 ed. Vol. Único. São Paulo: 2008, p 516 – 519.
GRACETTO, Augusto César et al. Combustão, chamas e teste para cátions. Química Nova na
Escola, nº 23, 05/2006.
OKAMURA, Fabiano et al. Experimentos simples usando fotometria da chama para ensino de
princípios de espectrometria atômico em curso de química analítica. Química Nova, Vol. 27, nº 5,
p 832 – 836. Publicado na Web, 06)2004.
FILGUEIRAS, Carlo. A espectrometria e a química da descoberta de novos elementos ao limar
teoria quântica. Química Nova na Escola, São Paulo, 3ª ed. 05/1996.

7. Cassiana Viccari de Moraes, Universidade de São Paulo, Faculdade de Filosofia, Ciências e Letras
de ribeirão Preto, disponível em: http://sites.ffclrp.usp.br/cipa/index.php?p=fispq. Acesso em 16 de
dezembro de 2015.