2ª PARTE: DANDO, PROSSEGUIMENTO ÀS ATIVIDADES DA FEIRA CULTURA, EXPONHO AQUI, AS EXPERIÊNCIAS QUE SERÃO REALIZADAS, PROVAVELMENTE, COM A SUPERVISÃO DA PROFESSORA DE CIÊNCIAS, A PARTIR DA 2ª SEMANA DE AGOSTO:
MATERIAL DE
APOIO PARA A FEIRA CULTURAL – 8º ANO
FOGOS DE
ARTIFÍCIO - 2014
1ª EXPERIÊNCIA
EM LABORATÓRIO: QUÍMICA DAS CORES EXPLORADA NO TESTE DE CHAMA.
No primeiro momento,
os alunos assistem a um vídeo retirado do youtube, pelo link http://www.youtube.com/watch?v=qsNhxzFKh0I, a fim de
estabelecer uma relação prévia sobre a temática que irá tratar a oficina. Para complementar a primeira parte da oficina, é feita uma contextualização através da constituição da pólvora; histórico dos
fogos de artifício; a composição dos fogos de artifícios; a química dos fogos;
o modelo atômico de Bohr e teste de chama. Após trabalhar o modelo atômico de Bohr, é desenvolvida com os
alunos uma parte experimental, utilizando-se como material: CARTOLINA, ISOPOR E
CANETA.
Na cartolina, os alunos constróem as sete camadas eletrônicas de alguns
átomos, como o lítio (Li), sódio (Na), potássio (K), e com a ajuda de bolinhas
de isopor, os próprios alunos executam a transição dos elétrons, quando estes
passam do estado fundamental para o estado excitado, a fim de compreenderem que quando os elétrons retornam para o seu estado fundamental, passam a emitir energia na forma de luz
visível.
Na
segunda parte experimental, éi realizado o teste de chama de alguns sais
inorgânicos. Para isso, é
utilizado materiais como: VIDRO DE RELÓGIO, ALGODÃO, ÁLCOOL, CLORETO DE LÍTIO –
LiCl (sólido), CLORETO DE POTÁSSIO - KCl (sólido), CLORETO DE SÓDIO – NaCl
(sólido), BÉQUER E FÓSFORO.
Para a realização da técnica, são
diluídos os sais inorgânicos no álcool; em seguida, coloca-se um chumaço de no vidro de relógio, e este é ensopado com a mistura do sal
inorgânico e álcool, para acender a chama, e os participantes verificarem as
cores características de cada elemento químico utilizado no experimento. Na
primeira amostra, os próprios
alunos realizam o desenvolvimento
da verificação da cor de um dos elementos, a fim de observarem o procedimento.
Porém, nas seguintes, são eles mesmos, que diluíem os sais sólidos com o
álcool, e colocam fogo no algodão empapado da mistura, analisando as cores
emitidas pelos átomos.
Nas Figuras 1 e 2 pode-se observar o teste de chama bem
como o modelo atômico construído pelos alunos durante a oficina.
Figura 1:
Demonstração da coloração dos elementos químicos lítio (Li), sódio (Na), cobre
(Cu) e potássio (K).
Figura 2: Demonstração do teste de chama
2ª EXPERIÊNCIA
EM LABORATÓRIO: TRABALHANDO CONCEITOS DE ATOMÍSTICA.
Aprender na prática sobre Atomística – Teoria Atômica de Nels
Bohr – onde os elétrons quando recebem calor, ficam excitados e saltam para uma
camada de maior energia e quando retornam ao seus estado original, voltam na
forma de ondas eletromagnéticas emitindo luzes coloridas.
É o que observamos, por exemplo nos fogos de artificío ou na
luzes coloridas de neon, cujo funcionamento é o mesmo. O mais interessante para
eles é que são usados sais químicos (como exemplo sal de cozinha) que em
sua grande maioria são brancos e quando aquecidos emitem cores diferentes,
dependendo do sal utilizado, explica a professora Vera.
Os materiais utilizados são sais químicos diversos, fogo,
ácido para limpeza e aquela agulha que se usa para limpar os bicos do
fogão.
3ª EXPERIÊNCIA EM LABORATÓRIO: CRIANDO UM
VULCÃO DE DICROMATO DE AMÔNIO.
Ao
encostar um fósforo aceso no dicromato de amônio, ocorre a sua decomposição em
nitrogênio, óxido de crômio III e vapor de água, lembrando a erupção de um
vulcão.
Imagem do
vulcão de dicromato de amônio em ação
O
vulcão é uma experiência clássica, muito conhecida em feiras de ciências. No
entanto, este vulcão é totalmente diferente do vulcão que os alunos estão
acostumados a ver (geralmente, feitos de bicarbonato de sódio e vinagre).
Este
é um vulcão de dicromato de amônio que traz um efeito espetacular de emissão de
luz e projeção da matéria. É uma boa experiência para ser feita com os alunos e
demonstrar vários conceitos químicos estudados em sala de aula, tais como
mostrar um exemplo de reação inorgânica de
decomposição, de uma reação exotérmica,
bem como explanar sobre o conteúdo de Energia de Ativação, como será mostrado
mais adiante.
No
entanto, visto que esse experimento envolve chama e calor, o próprio professor
supervisionou o trabalho dos alunos para que ninguém se aproximasse demais da
reação e fosse atingido pelas projeções do vulcão.
Para
essa experiência química foram utilizados:
·
Cerca de 100 g de dicromato de amônio ((NH4)2Cr2O7(s));
·
Uma tela de amianto;
·
Um tripé;
·
Um fósforo;
·
Uma colher.
Procedimento
experimental:
Primeiro
você coloca cerca de duas colheres de dicromato de amônio sobre a tela de
amianto que ficará sobre o tripé. Agora basta acender o fósforo e colocar fogo
no centro do círculo de dicromato e observar a reação ocorrer.
Resultados
e Discussão:
O
dicromato de amônio é um sólido alaranjado, que possui o aspecto e a estrutura
mostrados nas figuras abaixo:
Para
que essa reação comece, o dicromato precisa receber uma energia mínima, que é a
chamada energia de ativação.
Ela é fornecida quando acendemos o fósforo e o aproximamos do dicromato.
Então,
inicia-se uma reação inorgânica de decomposição do dicromato de amônio, com formação
de três produtos, uma substância simples (gás nitrogênio) e duas substâncias
compostas (óxido de crômio III e vapor de água). Essa equação química é dada
por:
(NH4)2Cr2O7(s) → Cr2O3(s) + N2(g) + 4 H2O(v) + energia
Observe
que essa é uma reação exotérmica, em que há liberação de energia. É isso que
permite que a reação continue ocorrendo. O óxido de crômio III (Cr2O3(s))
é um sólido verde que aumenta espantosamente de volume, e os gases liberados
projetam um pouco de óxido de crômio III, lembrando as cinzas expelidas por
vulcões.
No
entanto, o princípio de funcionamento e as substâncias químicas envolvidas na
erupção de um vulcão de verdade são muito diferentes das deste experimento.
*
Composição Química das Cinzas Vulcânicas:
A porção gasosa do
magma contém compostos voláteis tais como o dióxido de carbono (CO2)
e o gás sulfídrico (H2S). Este é altamente tóxico, forma misturas
explosivas com o ar e ataca o aço e selos de borracha rapidamente.
Porém, os principais
constituintes dessa fumaça são:
• Vapor de água (H2O(V));
• Poeira, e;
• O principal vilão, o enxofre (S).
Esse último elemento é agressivo à saúde
tanto das pessoas, quanto dos animais e vegetais. Seus compostos são muito
ácidos, como o dióxido de enxofre (SO2), que compõe uma rocha
magmática típica com um teor que varia de 35% a 75 %.
Esse gás pode gerar ácido sulfúrico (H2SO4). Isso ocorre quando ele é oxidado, formando o trióxido
de enxofre (SO3). Esse, por sua vez, sofre uma reação com a água,
formando então uma solução aquosa de ácido sulfúrico, conforme mostrado pelas
reações abaixo:
Por conter enxofre, a fumaça pode causar
irritação nos olhos, intoxicação respiratória e até inflamação nos brônquios.
4ª EXPERIÊNCIA EM LABORATÓRIO: CRIANDO
UM FOGUETINHO DE PALITO DE FÓSFORO.
No
primeiro momento,
os alunos assistem a um vídeo retirado do youtube, pelo
link https://www.youtube.com/watch?v=__tejhFGSxc,
a fim de
estabelecer uma
relação prévia sobre a
temática que
irá tratar a oficina.
Pré-requisitos
·
Palito de fósforo;
·
Palito de churrasco;
·
Papel alumínio;
·
Tesoura;
·
Caixa de fósforo vazia ou qualquer outra coisa
que funcione como suporte.
Precauções
Esta
experiência envolve fogo e faz com que um palito de fósforo seja lançado muitas
vezes para longe. Portanto, todo cuidado foi tomado com a supervisão do
professor, realizado num local aberto. Para esta experiência tem que ser evitado
ambientes com carpetes, cortinas e outros tipos de tecido, pois podem pegar
fogo muito facilmente.
O
primeiro passo é cortar um pedaço de papel de alumínio de mais ou menos 9 X 4,5 centímetros .
Então você deve enrolar juntos os palitos de churrasco e de fósforo, este
último com a ponta virada para dentro do papel.
O
fósforo deve ser menor que o palito de churrasco para que se crie uma espécie
de “plataforma de lançamento”. Portanto, deve-se apertar bem a parte do
fósforo, mas deixar folgada a parte do palito de churrasco.
Retire
o palito de churrasco e coloque um de fósforo em seu lugar com a ponta para
dentro, entrando em contato com o outro fósforo. Deixe-o livre e confira se ele
não trava no papel alumínio.
Preparando
o foguetinho para o lançamento. Uma dica é furar uma caixa de fósforo vazia,
mas você pode improvisar uma base de muitas maneiras. Encaixe o primeiro palito
de fósforo, o que está bem preso, e mantenha o segundo palito para cima, na
direção do lançamento.
É importante tomar
cuidado ao manusear o papel alumínio após acendê-lo, pois ele estará bem
quente.
O
que acontece é uma demonstração de ação (fumaça e gás causados pelo fogo) e
reação (o lançamento do fósforo). Ao acender um fósforo em um espaço fechado, o
papel alumínio funciona como uma câmara de combustão. A pressão aumenta até o
ponto em que precisa escapar como um rápido jato de fumaça e gás.
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Conteúdo para preparação prática
(experiências em laboratório) para a Feira Cultural 2014 para o 8º ano
A – Fogos de Artifício.
Origem dos Fogos de Artifício
A origem dos fogos de artifício não tem uma data
certa. Há várias especulações de
que os foguetes pirotécnicos tenham tido seu início na Ásia; porém, a pólvora –
que é um dos componentes dos fogos de artifício, bombas e outros –
foi inventada na China, há proximadamente 2000 anos. Na época da dinastia Han, os
alquimistas, por acidente, descobriram a pólvora. Hoje, ela faz parte dos
foguetes pirotécnicos, bem como armas de fogo, canhões, mísseis e outros
materiais bélicos.
Antes da chegada deles na Europa, a pirotecnia passou pelos indianos por muito tempo. Também passou pelos árabes e gregos. Os sábios das arábias eram conhecedores dos elementos que compõem os fogos de artifício. Mas ainda não existiam os foguetes, era uma tecnologia que apresentava possivelmente apenas poucas cores, pois se utilizava o nitrato de potássio.
A criação desses fogos foi um marco na evolução e na história da química. Com o avanço dos estudos químicos, os cientistas descobriram novos elementos; como, por exemplo, quando Lavoisier estabeleceu a teoria de que os ácidos continham oxigênio. Numa busca em cima de tal teoria, outro estudioso, Claude Louis Berthollet, observou que, quando se aqueciam as novas substâncias, a temperatura delas se elevava exponencialmente.
Os pesquisadores, ao longo de seus vários estudos, descobriram que cada átomo liberava uma cor distinta. Essas cores eram o laranja, o verde, o vermelho, o azul e o púrpura; porém, eles não tinham muita duração, muito menos suas cores eram vibrantes. Isso mudou com a utilização de novos elementos na fabricação dos fogos como: o magnésio, o alumínio e o titânio.
Depois de várias experimentações com os ácidos e oxigênios, houve um desastre. Diversas pessoas morreram com as tentativas dos cientistas Lavoisier e Berthollet. Eles trabalhavam com a uma substância chamada de clorato de potássio, descoberta por Louis Berthollet, após estudos baseados na teoria de Lavoisier.
Com o desenvolvimento dos fogos de artifício, bem como a descoberta das cores, fez com que os foguetes pirotécnicos ganhassem lugar nas oficinas, onde se produziam os fogos. Mas eles se não mostravam apenas bonitos. A pirotecnia se tornou violenta, fazendo várias vítimas, que chegaram a perder membros do corpo por causa dos fogos. Então, em alguns países o uso dos fogos de artifício foi proibido.
A tecnologia e a química conseguiram, em seu desenvolvimento, proporcionar um
show de explosões. É claro que hoje em dia são bem mais seguros e fazem menos
vítimas. Atualmente, existem diversos tipos de fogos de
artifícios. Eles conseguem formar figuras no céu. São nomes, formas como, por
exemplo, os efeitos cascata.
Existem vários tipos de fogos, como os foguetes, que, mirados ao céu formam cores, figuras e são bem barulhentos. São também os chamados buscapé, rojões, serpente de faraó, roda de Catarina e etc. Os rojões são um tipo de fogo de artifício que vem com grandes quantidades de pólvora. Eles apresentam um enorme efeito sonoro e são comuns nas festas juninas e jogos de futebol.
Na Bahia, principalmente nas cidades de São João e Cruz das Almas, é comum a utilização dos fogos de artifício nas datas festivas. A famosa guerra das espadas ou luta das espadas, consiste em usar os foguetes, feitos artesanalmente em zonas rurais. Com um bambu, pólvora e outros elementos, fazem as 'espadas'. Quem gosta de brincar nesse evento, usa roupas e óculos especiais por causa do poder destrutivo das engenhocas.
Na região nordeste, a fama dos fogos de artifício já se propagou pelas unidades federativas. As cidades começaram a aderir à guerra das espadas. No estado do Sergipe, no município de Lagarto, antes da comemoração da festa junina, é comum acontecer a manifestação folclórica chamada de Cilibrina. Ela consiste em festas com a presença de zabumbas e a queima de fogos.
É fato que os fogos de artifício causam muitos problemas. Mas também existem diversos locais onde há a queima e ocorre tudo bem. Na República Checa, acontece um evento chamado de Ignis Brunesis. Esse festival consiste na disputa entre fabricantes de fogos de artifício e são sincronizados com as canções tocadas nas rádios locais. A festa atrai muita gente e acontece entre os meses de maio e junho.
Geralmente, a guerra das espadas, que acontece no nordeste brasileiro, deixa vários feridos todo ano. Os veículos de comunicação costumam mostrar as estatísticas, que não trazem índices positivos. O Ministério da Saúde já registrou cerca de 200 vítimas em apenas um festival desse cunho, a saber, no estado da Bahia. Esses fogos causam tragédias. Incêndios são bem comuns.
Fonte: http://fogos-de-artificio.info/mos/view/Origem_dos_Fogos_de_Artif%C3%ADcio/
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Fogos de Artifício
Os fogos de
artifício exibem cores diferentes em razão da queima de diferentes elementos
químicos
Os fogos de artifício deixam milhões de pessoas impressionadas graças às suas lindas cores brilhantes. Este efeito se deve à queima de diferentes elementos químicos. Cada íon existente na composição das substâncias utilizadas ou formadas na combustão da pólvora emite uma luz com uma cor característica (conforme pode se ver na tabela 1), quando submetidos à ação de uma chama.
Isso é explicado por meio do modelo atômico de Rutherford-Böhr. Segundo este modelo atômico, em
um átomo existem apenas algumas órbitas circulares onde os elétrons permanecem,
sendo que cada uma tem seu respectivo número de energia. Quando um elétron
permanece em sua determinada órbita, diz-se que está em seu estado fundamental.
Se ele passar para uma órbita mais externa, com maior nível de energia, tal
elétron se encontrará em seu estado
excitado ou ativado.
Porém, para que um elétron passe para um nível maior
de energia ele precisa absorver um fóton (quantum de energia) de algum meio
externo, como o calor do fogo, por exemplo. Nos fogos de artifício há um pavio
que, ao ser acendido, inicia a combustão, fornecendo assim energia para os
átomos de determinado elemento químico. Desse modo, o elétron “salta” de um nível
de menor energia para um de nível superior.
Entretanto, o estado fundamental é mais estável que o
excitado, por isso, imediatamente este elétron retorna para a órbita anterior.
Mas, para isso, ele precisa perder a energia que ganhou; e ele faz isso emitindo
certa quantidade de energia radiante, sob forma de um fóton de comprimento de
onda específico, relacionado com uma determinada cor.
Como cada elemento químico possui órbitas com níveis
de energia com valores diferenciados, o fóton de energia emitido será diferente
para cada um. Por
isso, cada elemento químico emitirá uma cor característica. Desse modo, se for
utilizado, por exemplo, oxalato de estrôncio (SrC2O4) ou
nitrato de estrôncio ((Sr(NO3)2), será fornecido o íon Sr2+ e dará a cor vermelha; ou se for usado
cloreto ou nitrato de cobre (CuCl2 e
NH4Cu(NO3)3 ),
será produzido o íns Cu2+ e
fornecerá a cor verde ou azul.
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Pólvora
A pólvora é a munição de canhões
A pólvora clássica (explosiva) é constituída por 75%
de Salitre, 15% de carvão e 10% de enxofre. O principal componente - o salitre
ou Nitrato de Potássio, cuja composição química é (kNO3), possui
alto poder de combustão e explosão. Ao longo dos séculos, a composição da
pólvora sofreu algumas alterações, de acordo com o que se destinava, surgindo a
pólvora de caça, de minas e de guerra.
A história revela que a pólvora foi descoberta na
China no Século IX e depois espalhada pelo mundo. A descoberta foi acidental e
feita por alquimistas que procuravam pelo elixir da imortalidade, isso explica
por que as primeiras referências à pólvora aparecem como avisos em textos de
alquimia: “Não misturem certos materiais uns com os outros.”
A pólvora pode ser classificada em:
• Propelente:
se queima mais lentamente e constante, é a pólvora usada nas munições.
• Explosiva:
de queima média e alta velocidade, é por isso que gera grande volume de gás e
explode se estiver confinada. É usada basicamente para fogos de artifício
(pólvora negra).
Por volta do século X, a pólvora começou a ser usada
com propósitos militares na China, era encontrada na forma de foguetes e bombas
explosivas lançadas de catapultas. O canhão surgiu em 1126, quando foram
utilizados tubos feitos de bambu para se lançarem mísseis contra o inimigo.
Posteriormente, os tubos de bambu foram substituídos por tubos de metal. Depois
da China, o uso militar da pólvora se espalhou para o Japão e a Europa.
Por volta do ano de 1304, na Arábia, a pólvora foi
usada pela primeira vez para lançar projéteis de uma arma portátil de tamanho
semelhante ao dos rifles.
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Química presente nos fogos de artifício
Fogos em diferentes cores
Alguns materiais podem emitir luz quando excitados.
Isso ocorre quando os elétrons dos átomos absorvem energia e passam para níveis
externos (maior energia), e ao retornar para os níveis de origem (menor
energia), liberam a energia absorvida na forma de um fóton de luz. Temos então
a luminescência, como o fenômeno é chamado.
A luminescência é usada, por exemplo, na produção dos
fogos de artifício. Para entender a química presente nestes dispositivos
precisamos entender um pouco da estrutura dos mesmos.
Os foguetes contêm um cartucho de papel no formato de
cilindro recheado de carga explosiva. Esta carga diz respeito ao propelente, o
responsável por disparar os fogos.
A pólvora negra é um dos propelentes mais utilizados, possui em sua composição uma mistura de salitre (nitrato de potássio), enxofre e carvão. Perclorato de potássio (KCLO4) também pode ser usado como propelente.
Para deixar os fogos de artifício coloridos, os
fabricantes misturam à pólvora sais de diferentes elementos para que, quando
detonados, produzam cores diferentes. Agora você já sabe dos segredos que
compõem a linda explosão de cores admirada em momentos especiais, como por
exemplo, nas festas de Réveillon.
Vejamos alguns dos compostos responsáveis pela
coloração dos fogos:
Laranja: os sais de cálcio são responsáveis por esta
coloração em foguetes.
Vermelho: a cor rubra surge da queima de sais de
Estrôncio ou carbonato de Lítio.
Amarelo: obtido pela queima de Sódio.
Prata: o espetáculo da “chuva de Prata” é produzido
pela queima de pó de titânio, de alumínio ou magnésio.
Dourado: o metal ferro presente nos fogos de artifício
confere o tom de Ouro.
Azul: o aquecimento do metal cobre nos faz visualizar
a cor azul.
Roxo: a mistura de Estrôncio e Cobre dá origem a essa
bela cor.
Verde: a queima de Bário faz surgir o verde
incandescente.
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Teste da
chama
O teste de chama ou prova da chama é um procedimento
utilizado em Química para identificar alguns cátions através do fornecimento de
energia calorífica aos respectivos compostos, baseado no espectro de emissão
característico para cada cátion.
O teste envolve a introdução da amostra em uma chama e
a observação da cor resultante. As amostras geralmente são manuseadas com um
fio de platina previamente limpo com ácido clorídrico para retirar resíduos de
analitos anteriores.
O teste de
chama é baseado no fato de que quando uma certa quantidade de energia é
fornecida a um determinado elemento químico (no caso da chama, energia em forma
de calor), alguns elétrons da última camada de valência absorvem esta energia
passando para um nível de energia mais elevado, produzindo o que chamamos de
estado excitado. Quando um desses elétrons excitados retorna ao estado
fundamental, ele libera a energia recebida anteriormente em forma de radiação.
Cada elemento libera a radiação em um comprimento de onda característico, pois
a quantidade de energia necessária para excitar um elétron é única para cada
elemento. A radiação liberada por alguns elementos possui comprimento de onda
na faixa do espectrovisível, ou seja, o olho humano é capaz de enxergá-las
através de cores.
Assim, é possível identificar a presença de certos
elementos devido à cor característica que eles emitem quando aquecidos numa
chama.
A temperatura
da chama do bico de Bünsen é suficiente para excitar uma quantidade de elétrons
de certos elementos que emitem luz ao retornarem ao estado fundamental de cor e
intensidade, que podem ser detectados com considerável certeza e sensibilidade
através da observação visual da chama.
O teste de
chama é rápido e fácil de ser feito, e não requer nenhum equipamento que não
seja encontrado normalmente num laboratório de química. Porém, a quantidade de
elementos detectáveis é pequena e existe uma dificuldade em detectar
concentrações baixas de alguns elementos, enquanto que outros elementos
produzem cores muito fortes que tendem a mascarar sinais mais fracos.
O sódio, que é um componente ou contaminante comum em
muitos compostos, produz uma cor amarela intensa no teste de chama que tende a
dominar sobre as outras cores. Por isso, a cor da chama geralmente é observada
através de um vidro de cobalto azul para filtrar o amarelo produzido pelo sódio
e permitir a visualização de cores produzidas por outros íons metálicos.
O teste de
chama apenas fornece informação qualitativa. Dados quantitativos, sobre a
proporção dos elementos na amostra, podem ser obtidos por técnicas relacionadas
à fotometria de chama ou espectroscopia de emissão.
APLICAÇÕES DO MODELO DE BOHR
-Teste da chama
Teste da
chama com CuSO4: uma das mais importantes propriedades dos elétrons é que suas
energias são "quantizadas",ou seja, um elétron ocupa sempre um nível
energético bem definido e não um valor qualquer de energia. Se no entanto um
elétron for submetido a um fonte de enrgia adequada (calor, luz, etc.), pode
sofrer uma mudança de um nível mais baixo para outro de energia mais alto
(excitação). O estado excitado é um estado meta-estável (de curtíssima duração)
e, portanto, o elétron retorna imediatamente ao seu estado fundamental. A
energia ganha durante a excitação é então emitida na forma de radiação visível
do espectro eletromagnético que o olho humano é capaz de detectar ou não. Como
o elemento emite uma radiação característica, ela pode ser usada como método
analítico.
-Fogos
de artificio
FOGOS DE ARTIFÍCIO:
Os fogos de artifício modernos empregam perclorato, substânciasorgânicas como
amido ou açúcar, produtos do petróleo e pequenas quantidades de metais para dar
cor. O funcionamento fundamenta-se na excitação dos elétrons que, ao retornarem
a sua órbita original, emitem luz com cores diferentes. Aqui, uma exibição de
fogos de artifício na cidade de Nova York.
-Luminosos e lâmpadas (neônio e lâmpadas de vapor de
Na ou Hg)
LUMINOSOS: A
imagem mostra como brilham as luzes de néon na noite de Las Vegas (EUA). As
lâmpadas de néon são usadas na arte, na publicidade e até em balizas de
aviação. Para fabricá-las, enche-se com gás néon, a baixa pressão, tubos de
vidro dos quais todo o ar foi retirado. Ao aplicar eletricidade, uma corrente
flui através do gás entre os dois eletrodos fechados dentro do tubo. O néon
forma uma banda luminosa entre os dois eletrodos. (Neônio – luz vermelha,
Argônio – luz azul, Neônio + gás carbônico – luz violeta).
-Fluorescência e Fosforescência: Luminescência é a emissão de luz causada por certos materiais que absorvem energia e podem emiti-la em forma de luz visível. Se o intervalo entre absorção e emissão é curto (ocorre imediatamente), o processo sedenomina fluorescência; quando o intervalo é longo (ocorre em alguns segundos ou algumas horas), fosforescência. As telas das televisões são recobertas por materiais fluorescentes, que brilham ao serem estimulados por um raio catódico. A fotoluminescência se produz quando determinados materiais são irradiados com luz visível ou ultravioleta.
Fluorescência se define como as propriedades das substâncias de adquirirem luminescência ao serem submetidas aos raios ultravioletas, ou seja, quando são iluminadas.
O melhor
exemplo prático da aplicação da fluorescência é a sinalização de trânsito, você
já reparou que nas odovias existem placas que se iluminam quando os faróis do
carro vão de encontro a elas. Este efeito permite visualizarmos o que está
escrito nas placas, imagine se não existisse esta propriedade?
Como as placas seriam lidas à noite? Mas quais
substâncias são responsáveis por este fenômeno químico? O Tetracianoplatinato
de Bário e Sulfeto de Zinco (ZnS). A excitação dos elétrons produz energia
capaz de gerar luz.
Os interruptores feitos com material
fosforescente são visíveis no escuro graças ao retorno gradual dos elétrons
excitados.
Fosforescência é observada quando uma
substância possui luminescência própria, por exemplo, os mostradores de
relógio.
-Raio Laser
O raio laser é um tipo de radiação
eletromagnética visível ao olho humano. O laser hoje é muito aplicado como, por
exemplo, nas cirurgias médicas, em pesquisas científicas, na holografia, nos
leitores de CD e DVD como também no laser pointer utilizado para apresentação
de slides. Na indústria o laser de dióxido de carbono tem sido muito utilizado,
pois possibilita um processo rápido de corte e solda de materiais.
-Bioluminescência: a luz dos vaga-lumes.
O vaga-lume é um inseto coleóptero que
possui emissões luminosas devido aos órgãos fosforescentes localizados na parte
inferior do abdômen. Essas emissões luminosas são chamadas de bioluminescência
e acontecem devido a reações químicas onde a luciferina é oxidada pelo oxigênio
nuclear produzindo oxiluciferina que perde energia fazendo com que o inseto
emita luz. Na reação química, cerca de 95% aproximadamente da energia produzida
transforma-se em luz e somente 5% aproximadamente se transforma em calor. O
tecido que emite a luz é ligado na traquéia e no cérebro dando ao inseto total
controle sobre sua luz.
Anote o nome da substância, a sua
fórmula, a coloração metal na chama e o cátion correspondente no quadro a
seguir:
Nome
|
Fórmula
|
Cor da chama
|
Cátion
|
02. Explique o mecanismo de
emissão de luz pelo material aquecido na chama (use a teoria de Bohr)
03. Porque os elementos químicos
emitem um espectro descontínuo e não um espectro contínuo ao serem aquecidos?
04. Consultando a tabela
anterior, determine qual elemento sofre transição eletrônica mais energética e
qual sofre a menos energética. Justifique:
_________________________________________________________________________________
Combustão e chamas de cores diferentes
A chama azul é característica
de uma combustão completa; e a chama amarela é característica de uma combustão
incompleta.
É
possível obter basicamente dois tipos de chamas no bico de Bunsen: a amarela e
a azul
Quando vamos cozinhar algum alimento em nossas casas,
utilizamos a combustão do gás de cozinha. Uma das coisas que podemos observar
na chama resultante da combustão desse gás é que normalmente a cor dela é um
azul bem claro. Porém, na maioria das reações de combustão, como, por exemplo,
na queima de uma vela, a chama se apresenta na cor amarela.
Daí surge a pergunta:
“Se todo fogo é resultado de uma reação de
combustão, por que algumas chamas possuem cores diferentes?”
Para entendermos como isso se dá, temos que entender o
que é uma reação de combustão, e quais são as substâncias presentes em cada uma
das reações citadas.
Uma reação de combustão ocorre quando um combustível
(material oxidável) é consumido por um comburente (material gasoso contendo oxigênio)
para gerar energia térmica (calor).
Outro ponto importante que precisamos saber sobre as
reações de combustão é que elas podem se dar de forma completa ou incompleta.
Se houver oxigênio suficiente para consumir o combustível, a reação será
completa e produzirá gás carbônico (CO2) e água (H2O). Do
contrário, a combustão será parcial, incompleta, gerando monóxido de carbono
(CO) e água; ou carbono (C) e água.
Em ambos os casos que estamos analisando, o comburente
é o oxigênio presente no ar. Entretanto, os combustíveis são diferentes. O gás
de cozinha é na realidade o gás liquefeito de petróleo (GLP), que é uma mistura
de hidrocarbonetos (alcanos), sendo que o principal combustível é o butano (C4H10).
Assim, o gás de cozinha é constituído por moléculas de alcanos que possuem
apenas três ou quatro
átomos de carbono, por
isso é necessário pouco oxigênio para que a sua combustão se dê de modo
completo. Essa reação pode ser expressa da seguinte forma:
1 C4H10(g) + 13/2 O2(g) → 4 CO2(g) + 5 H2O(g), ∆H < 0
Já no caso da vela, a parafina é o combustível da
reação, sendo que ela é constituída por uma mistura de alcanos com átomos de
carbono que variam de 20 a 36. Com isso, precisa-se de muito mais
oxigênio para que essa reação ocorra de modo completo. Veja um
exemplo:
1 C23H10(s) + 35 O2(g) → 23 CO2(g) + 24 H2O(g), ∆H < 0
No ar não há oxigênio suficiente para realizar essa
combustão completa, assim ela se dá de modo incompleto, como mostrado abaixo:
1 C23H10(s) + 47/2 O2(g) → 23 CO(g) + 24 H2O(g), ∆H < 0
1 C23H10(s) + 12 O2(g) →23 C (s) + 24 H2O(g),
∆H < 0
1 C23H10(s) + 12 O2(g) →
As reações incompletas produzem
menor energia que a combustão completa. Isso explica a diferença entre as cores
das chamas, pois a chama amarela, característica da combustão incompleta, é de
menor energia. Já a chama azul é característica de uma combustão completa, com
maior energia.
Isso explica também a formação de fuligem pela chama
da vela (foto abaixo), que é o carbono tido como produto da combustão
incompleta.
Mas por que, no bico de Bunsen, é possível
conseguir chamas amarelas e azuis, sendo que o combustível não muda?
No caso do bico de Bunsen, isso é conseguido por meio
da regulagem da entrada do gás e do ar. Se a janela ficar fechada, causando a
entrada de uma pequena quantidade de ar, a chama obtida será a amarela, porque
terá pouco oxigênio para realizar a combustão completa.
Já se a regulagem da mistura gás-ar for adequada,
obtemos uma chama azul.
Veja na tabela abaixo as características de cada uma:
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Luzes de Neon
Pulseiras
de Néon.
Jovens
se interessam por assuntos que envolvem seu cotidiano. Como são modernos e
despojados, detestam temas ultrapassados. Essa preferência pelo novo, atualizado,
se aplica também para aulas ministradas, e com o conteúdo de Química não
poderia ser diferente, até mesmo porque alunos de Ensino Médio compreendem a
faixa etária de 15 – 18 anos, ou seja, são adolescentes loucos por novidades.
Alunos na idade mencionada acima adoram festas, “curtir a night” como eles próprios dizem, e nosso assunto neste contexto envolve um objeto encontrado justamente nesse ambiente. As chamadas Luzes de Neon são sucesso em eventos noturnos, aparecem na forma de pulseiras e colares que dificilmente passam despercebidos, descubra agora a razão!
Para o assunto virar tema em sala de aula, traga aos alunos objetos iluminados com as tais luzes. Você pode encontrá-los em locais que vendem artigos para festas, se possível presenteie cada aluno com uma amostra, como já foi dito, existem na forma de pulseiras, colares, óculos, etc.
Comece a aula aplicando a teoria: qual é a base de funcionamento dos luminosos de Neon? A excitação dos elétrons presentes no interior desses objetos produz energia capaz de gerar luz: é o fenômeno chamado de fluorescência. Os elétrons excitados são provenientes do elemento Neônio, daí o porquê do nome.
Mas não somente o gás Neônio se faz presente na composição de pulseirinhas fluorescentes, veja como a adição de outros elementos dá coloração e vida a essa brincadeira com luzes:
Neônio (Ne) + Gás carbônico (CO2) → luz violeta
Neônio (Ne) + Mercúrio (Hg) → luz azul
Neônio (Ne) puro → luz vermelha
Aplicação: Distribua diferentes cores de pulseiras de Neon entre os alunos, peça a cada um para definir a composição química da que está em suas mãos, quem acertar leva o acessório para casa.
No dia posterior a essa aula os alunos podem apresentar a seguinte dúvida: por que minha pulseira parou de brilhar? É hora de explicar que a excitação de elétrons nesse caso, só se dá durante 4 ou 6 horas, após esse período os mesmos voltam à órbita original perdendo assim o brilho.
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Diferença
entre fluorescente e fosforescente
A diferença entre material
fluorescente e fosforescente está no tempo de emissão da luz visível
Tanto na
fluorescência como na fosforescência a emissão de luz visível ocorre quando se
absorve energia de determinada fonte
A fluorescência e a fosforescência são tipos deluminescência, ou seja, de emissões
de radiações, que podem ser visíveis ou não e que ocorrem sem a necessidade de
temperaturas elevadas, podendo ser, por exemplo, resultado da absorção de
energia da luz.
·
Fluorescente: uma substância assim absorve energia da luz fornecida
por determinada fonte e emite radiação visível, porém, quando o fornecimento de
energia acaba, a emissão da radiação para imediatamente.
O nome desse fenômeno veio do fato de que ele foi
observado em um mineral denominado fluorita.
Exemplos:
* Placas
de trânsito quando
recebem a luz dos faróis dos automóveis;
* Faixas
nos uniformes de
motoboys, de garis e de outros trabalhadores;
* Lâmpada
fluorescente – ela é
revestida internamente por um material fluorescente à base de fósforo, assim,
quando ocorre a descarga elétrica, essa substância é excitada com a radiação
ultravioleta (invisível ao olho humano), produzindo luz visível. No momento em
que a lâmpada é desligada, a emissão de energia para.
·
Fosforescente: Da mesma forma que ocorre na fluorescência, na
fosforescência, uma substância emite radiação visível porque absorve energia da
luz fornecida por determinada fonte. Entretanto, nesse caso, mesmo depois que o
fornecimento de energia parou, a substância fosforescente continua por algum
tempo emitindo luz visível. Esse
tempo pode variar desde frações de segundos até dias.
Esse fenômeno recebeu esse nome porque o elemento fósforo
e outros materiais são usados em objetos feitos para brilharem no escuro.
Exemplos:
* Algumas tomadas
elétricas e interruptores são
feitos de um plástico que recebe a adição de substâncias fosforescentes;
* Ponteiros
do relógio de pulso;
* Pulseirinhas
coloridas usadas em
festas;
* Objetos
autocolantes colocados
para decoração nas paredes, principalmente em quartos de crianças, como
estrelinhas e planetas feitos de sulfeto de zinco.
Mas e os vaga-lumes e as águas-vivas, como a
noctiluca, que são capazes de produzir luz? No caso deles é fluorescência ou
fosforescência?
Nem um nem outro, mas sim bioluminescência.
Nesse fenômeno ocorre uma reação química em que a energia química é
transformada em energia luminosa e o organismo vivo produz e emite luz fria (ao
contrário das lâmpadas incandescentes que produzem calor).
No caso dos vaga-lumes e águas-vivas noctilucas, a
produção de luz está principalmente na reação em que uma enzima denominada
luciferase oxida o substrato da proteína luciferina, consumindo uma molécula de
ATP. A molécula de luciferina, agora excitada energeticamente, libera essa
energia química na forma de energia luminosa.
Nos três casos (fluorescência, fosforescência e
bioluminescência), a luz é fria, produzindo muito pouco calor. No entanto,
enquanto na fluorescência e na fosforescência a energia luminosa é absorvida de
outra fonte e depois liberada; na bioluminescência a luz é produzida por um
processo químico independentemente de outra fonte de luz.
FIM
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