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Bengalas de colores	/recursos-fisica-quimica/practicas-laboratorio/4eso/bengalas-de-colores	Experimentamos haciendo bengalas de colores para poder ver las llamas de diferentes metales	Experimentamos haciendo bengalas de colores para poder ver las llamas de diferentes metales.	recursos-fisica-quimica practicas-4eso	miguel-quiroga	prácticas-laboratorio 4º ESO estructura-atómica bengalas espectros	Química	20		caption focal_point Foto de [**Erwan Hesry**](https://unsplash.com/es/@erwanhesry?utm_content=creditCopyText&utm_medium=referral&utm_source=unsplash) en [Unsplash](https://unsplash.com/es/fotos/ilustracion-de-fuegos-artificiales-WPTHZkA-M4I?utm_content=creditCopyText&utm_medium=referral&utm_source=unsplash) Smart	true

{{% callout note %}} Experimento publicado originalmente en la magnífica página web de {{% mention miguel-quiroga %}}. {{% /callout %}}

Introducción

En esta actividad los participantes experimentarán haciendo bengalas de colores para poder ver las llamas de diferentes metales.

Objetivos

1. Entender cómo las diferentes sales afectan al color de la llama.
2. Visualizar llamas de distintos colores mediante la fabricación de bengalas.
3. Comparar los colores de la llama producidas por sales de boro, cobre y sodio.

Materiales

• Sal de boro (ácido bórico)
• Sal de cobre (sulfato de cobre(II))
• Sal de sodio (cloruro de sodio)
• Cola blanca
• Palos de brochetas
• Mechero
• Alcohol

Fundamento científico

Las sales son compuestos inorgánicos que se forman cuando se combinan un metal con un no metal. Los electrones de un átomo tienden a distribuirse de tal forma que la energía del átomo sea la menor posible. A esto se le conoce como estado de mínima energía o fundamental. Cuando un átomo recibe energía, por ejemplo, calor, los electrones la absorben y suben a niveles energéticos superiores. El átomo pasa por tanto a estar en un estado excitado.

{{< figure src="transiciones-electronicas.svg" title="Transiciones electrónicas. Traducida y adaptada de https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Absorption_et_émission_d%27énergie_par_un_atome.svg." lightbox="false" width="100%" theme="light" >}}

Los diferentes niveles de energía están cuantizados. La energía del electrón no puede subir o bajar de forma continua sino a saltos entre niveles cuánticos. Ya que el estado excitado no es un estado estable, el electrón vuelve a su estado fundamental. Cuando esto ocurre, se libera un fotón, es decir, radiación electromagnética que formará el espectro de emisión.

La energía del fotón emitido es igual a la diferencia de energía entre el estado excitado y el fundamental y se relaciona con la radiación electromagnética mediante la ecuación¹:

$$ E = h\nu, $$

donde $E$ es la energía del fotón, $h$ la constante de Planck y $\nu$ la frecuencia.

{{% callout note %}} Aprende más sobre el modelo de Bohr [aquí]({{< relref "apuntes-cuarto-eso/modelos-atomicos/index.md#modelo-de-bohr" >}}). {{% /callout %}}

Procedimiento

1. Añadir la cola blanca a la punta de la brocheta y extender.
2. Introducir la brocheta en la sal sólida a analizar.
3. Dejar que seque.
4. Encender una llama de alcohol.
5. Poner la brocheta sobre la llama para ver el color.

{{< youtube gaXWdHFg1dE >}}

{{% callout note %}} El Departamento de Física y Química del IES Valle del Saja nos mostraba también los espectros a la llama de varios elementos químicos en [esta píldora de ciencia]({{< relref "post/pildoras-ciencia/index.md#2-espectros-a-la-llama" >}}). {{% /callout %}}

Footnotes

1. Esta ecuación, conocida como la relación de Planck-Einstein, fue elegida por el Perimeter Institute como [una de las 16 ecuaciones que definen la Física]({{< relref "post/ecuaciones-fisica/index.md#13-relación-de-planck-einstein" >}}). ↩