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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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