practica ensayo a la llama (emision atomica)
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Práctica 1. Ensayo a la llama (emisión atómica)
Mapa conceptual
Ensayo a la llama
Emisión atómica
El átomo
Orígenes de la teoría atómica
Niveles energéticos
Pesos atómicos
El mol Fórmulas químicas
Estructura atómica
Orígenes de la Teoría cuántica
Tabla periódica
Propiedades de
los elementos
La Luz
Energía radiante
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Práctica 1. Ensayos a la llama (emisión atómica)
Introducción
En condiciones normales los átomos se encuentran en el
estado fundamental, que es el más estable
termodinámicamente. Sin embargo, si los calentamos absorbe
energía y alcanza así un estado excitado. Este estado posee
una energía determinada, que es característica de cada
sustancia. Los átomos que se encuentran en un estado excitado
tienen tendencia a volver al estado fundamental, que es
energéticamente más favorable. Para hacer esto deben perder
energía, por ejemplo, en forma de luz. Puesto que los estados
excitados posibles son peculiares para cada elemento y el
estado fundamental es siempre el mismo, la radiación emitida
será también peculiar para cada elemento y por lo tanto podrá
ser utilizada para identificarlo. Esta radiación dependerá de la
diferencia entre los estados excitados y el fundamental de
acuerdo con la ley de Planck:
ΔE = h ν ΔE = diferencia de energía entre los estados excitado y fundamental h = Constante de Planck (6,62 10-34 J s). ν = frecuencia
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Por lo tanto, el espectro de emisión puede considerarse como “la huella
dactilar” de un elemento. Este hecho se conocía ya desde antiguo, antes aún
de entender como ocurría, por lo que los químicos han utilizado los “ensayos a
la llama” como un método sencillo de identificación. En la actualidad existen
técnicas de análisis basadas en este principio, tales como la espectroscopia
de emisión atómica, que nos permiten no sólo identificar, sino cuantificar la
presencia de distintos elementos.
A continuación indicamos los colores de los ensayos a la llama de
algunos elementos, tabla 1.
Tabla 1
Sal Elemento a descubrir Color de la llama
Cloruro de sodio NaCl
Na Naranja
Acido Bórico HBO3
B Verde
Cloruro de calcio CaCl2
Ca Roja
Cobre CuSO4.5H2O
Cu Verde
Nota: los colores de las llamas se observarán al quemar el etanol, al que se le ha añadido una cierta cantidad de cada una de las sales anteriores
Objetivo Reconocer la presencia de determinados elementos por el color que aparece
al exponer sus compuestos a la llama de etanol.
Materiales • 1 Beaker • Agua destilada • Etanol
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• Encendedor • Sales de Na (proveniente de la sal común), B (proveniente del ácido
bórico), Ca (proveniente de una pastilla de calcio) y Cu (proveniente de las pellas de Cu del abono de plantas o sulfato de cobre que se puede adquirir en farmacias).
Realización de la práctica Experimento 1. Reconocimiento de Na, B, Ca y Cu.
1. Para cada sal, colocar en el beaker unos pocos gramos por ejemplo de
sal común (NaCl), añada 5 mL de agua, disolver, seguidamente agregar
5 ml de etanol.
2. Ahora encienda el encendedor y acérquelo al beaker; en este momento
se debe formar una llama coloreada (ver tabla 1), correspondiente al
color de la sal empleada.
Observaciones.__________________________________________________
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3. Repetir los pasos anteriores con cada una de las sales y anote sus
observaciones.
Observaciones.__________________________________________________
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