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Introdução

A luz é composta por radiações eletromagnéticas, um tipo de onda formada por um

campo elétrico e um campo magnético. Todas as radiações eletromagnéticas viajam

no vácuo a uma velocidade de 3,00x108 m/s, e esta velocidade é representada pela

constante c, sendo chamada de velocidade da luz (1).

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 freqüência ( . O comprimento e

a frequência da onda eletromagnética estão relacionados, pois a velocidade da onda

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

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

Desta forma, pode-se dizer que a frequência de uma onda eletromagnética é

inversamente proporcional ao seu comprimento e diretamente proporcional à razão

entre a velocidade da luz e o comprimento de onda (2).

Esta relação entre o comprimento e a frequência da onda pode ser observada na

figura 1:

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Figura 1 – Relação entre o comprimento e a frequência de uma onda. 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).

Esta unidade equivale ao inverso de um segundo, ou seja:

ou

É a frequência da luz que determina a sua cor. Nossos olhos detectam diferentes

cores porque eles respondem de forma diferente a cada freqüência (¹). Apenas uma

estreita faixa de frequências (e, consequentemente de comprimentos de onda), é

visível ao olho humano. É o chamado espectro da luz visível. Esta faixa de luz visível

se estende entre as frequências maiores que o infravermelho e menores que o

ultravioleta, e entre comprimentos menores que 700 nm maiores que 420 nm (1),

como pode ser observado na figura 2 e na tabela A:

Figura 2 – Espectro de luz visível.

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Cor Comprimento de onda ( Frequência

Violeta 420 nm 7,1x10-14 Hz

Azul 470 nm 6,4x10-14 Hz

Verde 530 nm 5,7x10-14 Hz

Amarelo 580 nm 5,2x10-14 Hz

Laranja 620 nm 4,8x10-14 Hz

Vermelho 700 nm 3,0x10-14 Hz

Tabela A - Comprimentos de onda e frequência característicos de cada cor de radiação eletromagnética.

Quando um objeto é aquecido, ele emite radiação, que pode ser observada através

da sua cor. Um exemplo é o aquecimento de metais nas indústrias metalúrgicas,

quando eles emitem uma cor vermelha intensa, como pode ser visto na figura 3:

Figura 3 – Aço fundido emitindo radiação luminosa quando aquecido.

Observa-se que a cor emitida pelo corpo aquecido depende da sua temperatura.

Assim, pode-se concluir que a frequência e o comprimento da radiação

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eletromagnética está diretamente ligada à energia absorvida pelo corpo durante o

aquecimento. A figura 4 mostra a relação entre a energia e a frequência da onda

eletromagnética:

Figura 4 - Relação entre a energia e a frequência de uma onda.

Pela figura, podemos ver que um corpo que emite radiação em uma frequência

percebida pelos nossos olhos como azul tem mais energia, e, portanto, é mais

quente do que um corpo que emite radiação na faixa do vermelho. Este é um

fenômeno que os físicos do final do século XIX tentavam explicar. Contudo, as leis

da Física ainda não eram capazes de explicar estas observações.

Foi em 1900 que o físico alemão Max Planck propôs que a energia era liberada ou

absorvida pelos átomos dos corpos aquecidos em “pacotes” de energia de valores

mínimos, aos quais Planck chamou de quantum (plural quanta), e que a energia de

um único quantum é igual à frequência da onda eletromagnética multiplicada por

uma constante. Esta constante, representada por e conhecida como constante de

Planck. Esta constante tem valor igual a (joule segundo). De acordo

com Planck, a energia é emitida ou absorvida por um corpo em múltiplos de

Portanto, a energia de um único quantum é igual a:

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Alguns anos após a apresentação da teoria de Planck, alguns cientistas

começaram a perceber que podiam aplicar esta teoria a algumas observações

experimentais antes em explicação, e se tornou fácil perceber que Planck havia

iniciado uma revolução nos conhecimentos do mundo físico. Depois de Planck,

cientistas iniciaram seus estudos partindo da teoria da energia quantizada. Albert

Einstein, por exemplo, ganhou um prêmio Nobel de Física ao explicar 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.

Depois de Einstein, Niels Bohr foi outro cientista a receber um prêmio Nobel em

Física por estudos realizados a partir da teoria de Planck. A partir destes estudos,

Bohr elaborou sua teoria sobre a estrutura atômica, a teoria atômica mais completa

aceita até os dias de hoje.

Partindo de suas descobertas, Bohr acabou por explicar o modelo atômico de

Rutherford, que ainda era um desafio para a sociedade científica, pois não poderia

ser explicado pela Física Clássica. De acordo com Rutherford, os elétrons ou

ficariam estacionados ao redor do núcleo, ou descreveriam órbitas ao seu redor,

como se fosse uma representação microscópica do sistema solar, que, das duas

proposições, era a mais aceita. Porém, de acordo com a Física Clássica, 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.

O trabalho de Bohr teve início nas observações dos espectros de linhas (figura 5),

um fenômeno que intrigava os cientistas da época.

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Figura 5 - Espectro de linhas do hidrogênio.

Os espectros de linhas são 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. Este fenômeno intrigava a sociedade científica, pois esta ainda não

compreendia como um átomo poderia emitir exclusivamente algumas frequências de

luz, e não todas simultaneamente.

Bohr, então, propõe que um átomo só pode perder energia em certas quantidades,

discretas e definidas. A partir desta proposição, surge uma explicação a nível

eletrônico, que daria origem à teoria atômica de Bohr: se um átomo só pode perder

energia em quantidades discretas e definidas, isto sugere que os elétrons só podem

existir em uma série de níveis discretos e definidos de energia. Quando um elétron

absorve mais energia do que a energia definida que já possui, ele passa a ocupar

um nível maior de energia, realizando o chamado de salto quântico, como pode ser

observado na figura 6:

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Figura 6 - Salto quântico realizado pelo elétron, quando este absorve um pacote de energia

característico (fóton) e salta para um nível mais energético.

Porém, o átomo não permanece estável quando realiza este salto quântico, e 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. Os pacotes de energia mínima liberada

são chamados fótons. A energia de um fóton é calculada pela diferença entre a

energia superior e a energia inferior:

Estas teorias são hoje comprovadas a partir de cálculos e experimentos. Entre

eles, está o teste de chama. Neste experimento, sais (principalmente os que

possuem ânions voláteis na chama oxidante, como o cloro, por exemplo) são

expostos à chama. Na chama, absorvem energia em forma de calor e esta energia

provoca a excitação dos elétrons, forçando-os a realizar o salto quântico. Ao

retornarem ao seu estado inicial de energia, liberam fótons de luz de cores

características a cada elemento. Na tabela abaixo estão relacionadas as cores da

radiação eletromagnética emitida por cada elemento (os elementos mais comuns

utilizados em testes de chama):

Elemento Cor da luz emitida

Lítio Vermelho

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Sódio Amarelo

Potássio Violeta

Cálcio Laranja

Estrôncio Vermelho

Bário Verde

Ferro Laranja

Cobre Verde

Cobalto Azul

Tabela B - Cores da radiação emitida por alguns elementos.

Objetivos

Identificar a coloração emitida por alguns compostos por via seca (na chama), pois

se algum dia ao se deparar com alguns compostos que não possui identificação,

pode-se analisá-lo por via seca, para se saber que sal possui, e confirmar com isso

a teoria de Bohr e Planck para explicar o fenômeno ocorrido no teste de chama,

observando-se a cor emitida por certos sais na chama, calculando-se também a

energia radiante emitida por cada sal.

Procedimento Experimental

a) Materiais utilizados:

- Bico de Bunsen;

- Fio de Platina;

- Béquer;

- Espátula de metal;

- 7 Vidros de relógio;

- HCl;

- LiCl;

- NaCl;

- KCl;

- CaCl2;

- SrCl2;

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- BaCl2; - CuCl2;

b) Procedimento:

Primeiramente, colocou-se uma solução de HCl dentro de um béquer limpo, para

que pudesse ser feita a limpeza do fio de platina. O fio de patina foi mergulhado na

solução de HCl e levado a chama do bico de Bunsen para ser retiradas as

impurezas nele contidas.

Feito isso, com a ajuda de uma espátula, foram coletados em sete vidros de

relógio os seguintes sais LiCl, NaCl, KCl, CaCl2, SrCl2, BaCl2, CuCl2.

Uma vez coletado os sais e com o fio de patina devidamente limpo, mergulhou-se o

fio de platina no vidro de relógio contendo o LiCl para que o sal aderisse ao fio. Com

o sal aderido ao fio, levou-se o fio a chama do bico de Bunsen para que o sal fosse

aquecido. Logo após foi efetuada a limpeza do fio de platina, mergulhando-o na

solução de HCl e levando o em seguida a chama.

Este procedimento foi repetido com todos os sais, observando-se a coloração da

chama emitida por cada um dos sais testados.

Resultados e Discussões

Comparando as cores encontradas na literatura com as cores observadas

experimentalmente tem-se:

Sal Cor na literatura Cor observada

LiCl Vermelho Vermelho

NaCl Amarelo Amarelo

KCl Violeta Amarelo

CaCl2 Laranja Laranja

SrCl2 Vermelho Vermelho

BaCl2 Verde Verde

CuCl2 Verde Azul esverdeado

Tabela C: cores observadas na literatura e cores observadas no teste de chama.

Pode-se observar que algumas cores observadas não condizem com a literatura.

Assim, surgem algumas diferentes hipóteses para a margem de erro, como:

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Observou-se que o CuCl2 quando levado a chama durante o experimento

apresentou-se uma coloração entre o azul e o verde. Pensou-se, num

primeiro momento, que o fio de clipe poderia estar contaminado. Então,

mergulhou-se o fio no ácido clorídrico concentrado e levou-se a chama, mas

percebeu-se que o fio estava limpo. A partir daí pode-se concluir que o sal

pode emitir dois comprimentos de onda diferentes, ou seja, porque tem mais

orbitais e mais números de elétrons, conseqüentemente, mais níveis

energéticos e por isso duas cores.

A amostra do sal também poderia estar contaminada, pois o fio utilizado não

era adequado, pois o que utilizamos era um clipe, onde o contato com a

chama também poderia fazê-la reagir e formar compostos com as

substâncias que são utilizadas na sua fabricação. O ideal é utilizar-se fio

inerte, como o de platina, que resulta numa chama limpa e brilhante, não

influencia na cor da chama.

Outro erro, pode-ser dizer, é o fato de ficarem presos no fio outros sais,

contaminando os outros e modificando a coloração. Por isso, após todos os

ensaios, o fio de clipe deve ser limpo com ácido clorídrico como foi feito na

prática. É melhor conservar o fio permanente no ácido e também a cada

aquecimento esperar a haste esfriar.

Outro fato ocorrido foi o ensaio do KCl ser deixado por último para levar a

chama. A cor observada foi totalmente diferente, pois a literatura nos forneceu

a cor violeta, porém a cor observada, conforme a tabela 1, foi amarelo. O fato

se explica pelo fato do bico de Bunsen utilizado na prática ser diferente dos

outros contidos no laboratório, e, talvez, algum defeito neste bico de Bunsen.

Testando-se mais de duas vezes, com a ajuda do professor, pudemos

finalmente ver a cor violeta nas bordas da chama, mas com dificultosa

visualização.

Mesmo havendo margem de erros, calculou-se, a partir da tabela contida na

introdução, a energia radiante de cada composto, de acordo com o comprimento de

onda que é encontrado com base nas cores observadas.

Calculou-se a energia radiante através da fórmula:

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Onde é a energia radiante, em joules, é a constante de Planck e é a

frequência da onda eletromagnética, em hertz.

Os valores encontrados estão descritos na tabela abaixo:

Sal Energia radiante (J)

KCl 4,7. 10-48

CuCl2 4,24. 10-47

BaCl2 3,49. 10-47

NaCl 3,44. 10-47

CaCl2 3,18. 10-47

SrCl2 1,98. 10-47

LiCl 1,98. 10-47

Tabela D - Energia radiante E ( joule J) dos diferentes sais

Conclusões

Através deste experimento pode-se concluir que a cor observada é a dos cátions,

porque o ânion de todos os sais é igual e provavelmente não emite luz no visível.

Aprendeu-se a colocar em prática o modelo atômico de Bohr para explicar diferentes

cátions metálicos que emitem cores diferentes e seus respectivos motivos emitirem

tais cores. Entendeu-se como funcionam as camadas e subcamadas no espectro de

emitir e absorver energia. Calculou-se também a energia através do comprimento de

onda do espectro eletromagnético.

Referências

1 ATKINS, P. JONES, L. Chemistry: Molecules, Matter and Change. 4 ed. 2000.

2 BROWN, T. L; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química: a ciência central.

Tradução de Robson Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005.

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ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e

o Meio Ambiente. Tradução de Ricardo Bicca de Alencastro. 3 ed. Porto Alegre:

Bookman, 2006.

Distribuição de energia e linhas espectrais. Disponível em

http://www.astro.iag.usp.br/~jane/aga215/aula05/cap5b.htm, acesso em 05/03/10.