Cores

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CORES DOS COMPOSTOS 
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1. Introdução 
A luz visível tem comprimentos de onda de cerca de 
400 a 750 nm (1 nanômetro = 10-9 metros).O diagrama 
mostra uma aproximação com o espectro de luz visível. 
 
A cor observada envolve uma transição eletrônica, em 
geral, dos elétrons da camada mais externa dos 
átomos ou moléculas (estado fundamental) para 
estados excitados (de maior energia), seguido do 
retorno destes elétrons ao estado inicial. Este processo 
pode ocorrer de forma luminescente ou não. A cor 
observada resulta da absorção de luz na faixa do visível 
(400 a 720 nm) e assim o objeto absorve parte da luz 
que incide, transmitindo a restante, o que se denomina 
de modo simplificado de cor complementar, que se 
pode observar no diagrama a seguir denominado Disco 
(Roda) de Cores. 
 
 
Como exemplo temos a clorofila, cujo espectro na 
região do visível indica maior absorção do vermelho, 
então a cor complementar emitida (cor oposta no 
disco) será o verde, que é a cor comumente observada 
nas folhas. 
 
2. Teoria Cromófora 
A Teoria Cromófora defende que a coloração das 
substâncias deve-se à presença de certos grupos de 
átomos ou ligações duplas nas moléculas. Os grupos 
cromóforos são os grupamentos moleculares que 
absorvem a radiação, isto é, cujos orbitais eletrônicos 
apresentem separações em energia na faixa do visível. 
Os cromóforos compreendem também arranjos de 
vários grupos carbonilos, (=C=O), ou ligações duplas 
próximas. 
 
Exemplos de grupos cromóforos: 
 Metais de Transição 
 Grupo Nitro (-NO2), 
 Grupo Nitroso (-NO) 
 Grupo Azo (-N2-), 
 Grupo Quinônico: 
 
 
A mudança de coloração dos indicadores associando a 
um reagrupamento molecular determinado pela 
variação das condições de pH do meio, que define o 
surgimento ou desaparecimento dos grupos 
cromóforos. Exemplo: 
 
 
 
 
3. Absorção de luz visível por um complexo 
Se a luz branca passa através de cobre (II), na solução 
de sulfato, a luz de certos comprimentos de onda da é 
absorvida pela solução. O íon cobre (II) em solução 
absorve luz na região vermelha do espectro. A luz que 
passa através da solução e é refletida, vai refletir ter 
todas as cores, exceto para o vermelho. Vemos essa 
mistura de comprimentos onda como um azul pálido. 
O esquema abaixo dá uma noção do que ocorre com a 
solução de sulfato de cobre. 
 
 
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A seguir podemos ver na figura abaixo um espectro de 
absorção de duas soluções (0,75 1 1,0 mol.L-1 ) de 
[Ti(H2O)6]3+ coletado por um aparelho 
espectrofotômetro UVVis. Observe que o máximo de 
absorção é de 490 nm. Como a amostra absorve mais 
fortemente nas regiões do verde e amarelo do 
espectro visível, a sua cor aos olhos parece ser 
vermelha. 
 
Figura - Espectro de absorção na região do visível de 
soluções 1,0 e 0,75 mol.L-1 de [Ti(H2O)6] 3+ (legenda: 
absorbance = absorvância; wavelength = comprimento 
de onda; units = unidades) 
 
4. Cores dos complexos de metais de transição 
Metal de transição é aquele que possui um ou mais 
íons estáveis e apresentam orbitais d preenchidos de 
forma incompleta. 
 
Muitas vezes, casualmente, ouvimos falar sobre os 
metais de transição como as do meio da tabela 
periódica, onde orbitais d são preenchidos, mas estes 
devem realmente ser chamados de elementos de bloco 
“d”, em vez de elementos de transição (ou metais). 
 
 
 
O elemento do bloco-d Zinco (Zn), com a estrutura 
eletrônica, [Ar]3d104s2 não é visto como um metal de 
transição, independentemente da definição usada. 
Nesse metal, o nível 3d está preenchido. Quando se 
forma o íon Zn2+, os seus dois elétrons 4s são perdidos 
- o nível 3D continua completamente preenchido 
([Ar]3d10). No início da linha, o escândio ([Ar]3d14s2 ) 
também não conta como um metal de transição. 
Embora haja um nível d do metal parcialmente 
preenchido, quando este metal forma íons Sc3+, ele 
perde os três elétrons exteriores, ficando com a 
configuração ([Ar]3d0 ). O íon Sc3+ não é considerado 
como um íon de metal de transição, porque o seu nível 
3d está vazio. 
 
Observe que nas cinco soluções dos íons hexaaqua-
complexos abaixo todas se apresentam incolores 
(brancos ou brancos acinzentados). As três primeiras 
soluções são de metais representativos dos blocos s e p 
(não-transição), e as duas últimas soluções dos de íons 
complexos Zn(II) e Sc(III), todas as soluções apresentam 
a mesma característica – a de não absorverem energia 
de comprimento de onda na região da luz visível, ou 
seja, não se apresentam coloridas. 
 
 
 
Já as cinco soluções dos íons complexos que vêm na 
série a seguir (abaixo) são todos coloridos. 
 
 
 
Alguns, como o hexaaquamanganês (II) e 
hexaaquaferro (II) (não mostrados), são fracamente 
coloridos. Então, concluímos que os íons de metais de 
transição absorvem em comprimentos de onda da luz 
visível (causando cor), enquanto íons de metais 
representativos não o fazem. E observamos também 
que a cor varia de íon para íon. 
 
 
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5. Teste de Chama (Análise por via seca) 
A técnica de análise por via seca requer que os 
reagentes estejam no estado sólido para poderem ser 
submetidos à chama do Bico de Bunsen. A coloração 
da chama provocada pela volatilização e 
correspondentes transições eletrônicas de 
determinado elemento químico presentes na amostra 
em estudo (em especial na forma iônica) é um exemplo 
de análise por via seca. Esta cor da chama é 
característica de cada elemento. No quadro seguinte, 
apresentam-se as cores das chamas para alguns 
elementos químicos: 
 
 
6. Cores de alguns compostos 
01) Sulfetos – cores escuras em geral 
02) Cromato de mercúrio I – verde 
03) Iodeto de mercúrio I – verde 
04) Carbonato de mercúrio – amarelo 
05) Óxido de prata – marrom 
06) Iodeto de prata – amarelo 
07) Cromato de prata – vermelho 
08) Cianeto de prata – branco 
09) Carbonato de prata – branco amarelado 
10) Fosfato de prata – amarelo 
11) Iodeto de mercúrio II – vermelho 
12) Iodeto de bismuto – preto 
13) Fosfato de bismuto – branco 
14) Óxido de cobre – vermelho tijolo 
15) Óxido de cobre II – preto 
16) Sais de cobre – azul 
17) Cianeto de cobre II – amarelo 
18) Tiocianato de cobre II – preto 
19) Sulfeto de cádmio – amarelo 
20) Pentassulfeto de antimônio – vermelho alaranjado 
21) Sulfeto de estanho II – marrom 
22) Sulfeto de estanho IV – amarelo. 
23) Hidróxido de estanho IV – branco gelatinoso 
24) Hidróxido de cromo – verde 
25) Sulfeto de manganês II – rosa 
26) Sulfeto de zinco – branco 
27) Cianeto de ferro II – marrom amarelado 
28) Hidróxido de ferro III – marrom avermelhado 
29) Fosfato de ferro III – branco amarelado 
30) Hidróxido de cromo III – verde cinzento 
31) Fosfato de cromo III – verde 
32) Cromato de bário – amarelo 
33) Hidróxido de cobalto III – marrom avermelhado 
34) Cianeto de cobalto – marrom escuro 
35) Hidróxido de níquel II – verde 
36) cianeto de níquel II – verde 
37) Fosfato de zinco – branco 
38) Cianato de prata – branco 
39) Tiocianato de cobre II – preto 
40) Iodeto de chumbo II – amarelo 
41) Iodeto de cobre I – marrom 
42) Íons cromo III em solução – verde 
43) Íons cromato em solução – amarelo 
44) Íons dicromato em solução – alaranjado 
45) Íon Ferro II em solução – verde 
46) Íon Ferro III em solução – Amarelo/Marrom 
47) Íon Cobre II em solução – Azul 
48) Íon Prata em solução – Incolor 
49) Íon Zinco em solução – Branco 
50) Íons 1A e 2A em solução - Incolor 
51) NO2 – castanho avermelhado 
52) H2S – gás incolor, com cheiro de ovo podre 
53) Cl2 – gás verde amarelado 
54) I2 – violeta 
55) Br2 – avermelhado 
 
1. (ITA-13) Assinale a alternativa correta para a 
substância química que dissolvida em agua pura 
produz uma solução colorida. 
 
a) CaCl2b) CrCl3 
c) NaOH 
d) KBr 
e) Pb(NO3)2 
 
2. (ITA-09) É descrita uma sequência de várias 
etapas experimentais com suas respectivas 
observações: 
 
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I. Dissolução completa de um fio de cobre em água 
de bromo em excesso com formação de uma 
solução azulada A. 
II. Evaporação completa da solução A e formação de 
um sólido marrom B. 
III. Aquecimento do sólido B a 500°C, com formação 
de um sólido branco de CuBr e um gás marrom C. 
IV. Dissolução de CuBr em uma solução aquosa 
concentrada de ácido nítrico, formando uma nova 
solução azulada D e liberação de dois gases: C e E. 
V. Evaporação da solução azulada D com formação 
de um sólido preto F e liberação de dois gases: E e 
G. 
VI. Reação a quente do sólido F com hidrogênio 
gasoso e na ausência de ar, formando um sólido 
avermelhado H e liberando água. 
 
Baseando-se nesta descrição, apresente as fórmulas 
moleculares das substâncias B, C, E, F, G e H. 
 
3. A cor da luz ABSORVIDA por uma solução aquosa 
de CuSO4 é: 
 
a) vermelho - laranja 
b) azul - verde 
c) amarelo 
d) violeta 
 
4. (ITA-09) Um estudante imergiu a extremidade de 
um fio de níquel-crômio limpo em uma solução 
aquosa de ácido clorídrico e, a seguir, colocou esta 
extremidade em contato com uma amostra de um 
sal iônico puro. Em seguida, expôs esta 
extremidade à chama azulada de um bico de 
Bunsen, observando uma coloração amarela na 
chama. Assinale a opção que contém o elemento 
químico responsável pela coloração amarelada 
observada. 
 
a) Bário 
b) Cobre 
c) Lítio 
d) Potássio 
e) Sódio 
 
 
 
 
 
 
5. (ITA-10) A 25 °C e 1 atm, uma solução de água 
pura contendo algumas gotas de solução alcoólica 
de indicador ácido-base azul de bromotimol 
apresenta coloração azulada. Nestas condições, 
certa quantidade de uma substância no estado 
sólido é adicionada e a solução torna-se 
amarelada. 
Assinale a opção que apresenta a substância sólida 
adicionada. 
 
a) Iodo. 
b) Sacarose. 
c) Gelo seco. 
d) Nitrato de prata. 
e) Cloreto de sódio. 
 
6. (ITA-13) Assinale a alternativa correta para o par 
de substancias cujas soluções aquosas, ao serem 
misturadas, produz um precipitado amarelo. 
 
a) AlCl3 e KOH 
b) Ba(NO3)2 e Na2SO4 
c) Cu(NO3)2 e NaClO4 
d) Pb(C2H3O2)2 e KI 
e) AgNO3 e NH4OH 
 
7. (ITA) Um aluno recebeu uma amostra de um 
material sólido desconhecido de coloração azul. 
Em um tubo de ensaio contendo 10 mL de água 
destilada foram adicionados aproximadamente 
0,50g dessa amostra. Em outro tubo contendo 10 
mL de uma solução aquosa de ácido acético foi 
adicionada a mesma quantidade de mesma 
amostra. No tubo contendo ácido acético foi 
observada a formação de bolhas de gás, bem 
como a coloração azulada da solução. 
 
A partir destas informações, qual das substâncias 
abaixo poderia corresponder ao material recebido pelo 
aluno? 
 
a) Cloreto ferroso 
b) Sulfato cuproso 
c) Carbonato férrico 
d) Hidróxido cuproso 
e) Carbonato básico de cobre 
 
 
 
 
 
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8. Para verificar a presença de íon cobre (II) num sal 
duplo seguiu-se o procedimento abaixo descrito: 
 
1- Dissolver cerca de 0,5 g da amostra em 25 ml de 
água ; 
2- Colocar num tubo de ensaio, 20 gotas da solução 
obtida em 1; 
3- Adicione a solução de hidróxido de sódio, gota a 
gota, até verificar alguma alteração. 
 
a) Escreva a equação química da reação que ocorre 
entre o NaOH e o íon cobre (II). 
b) De que modo se manifesta a presença de íon 
cobre (3º passo)? 
c) A detecção do cobre poderia ser feita por via seca. 
Explique como. 
 
9. (ITA-15) Cinco amostras idênticas de um mesmo 
metal são aquecidas a diferentes temperaturas 
até à incandescência. Assinale a opção que 
apresenta a cor da amostra submetida a uma 
maior temperatura. 
 
a) Vermelho 
b) Laranja 
c) Amarelo 
d) Verde 
e) Branco 
 
10. (ITA) Qual das substâncias abaixo (I a V), nas 
condições ambiente e sob iluminação branca, terá 
uma tonalidade mais intensa na sua cor? 
 
 
 
11. O etilômetro (popular “bafômetro”) deverá ser 
muito utilizado pelos policiais para ocontrole do 
teor de álcool etílico ingerido pelos motoristas, de 
acordo com a Lei n.º 11.705(chamada “Lei Seca”). 
Num dos tipos de “bafômetro”, a medida baseia-
se na alteração dacor dos sais de cromo, 
decorrente da seguinte reação, 
 
3CH3CH2OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4 → 3CH3COOH + 
2Cr2(SO4)3 + 2 K2SO4 + H2O 
 
Sobre a qual pode-se afirmar que: 
 
a) o íon dicromato se oxida e muda de cor. 
b) o álcool se reduz e forma o ácido. 
c) o número de oxidação dos sais de cromo varia de 
5 unidades. “Nenhuma deficiência resiste ao 
trabalho” 
d) o número de oxidação do cromo no reagente é +6 
e no produto +3, formando solução esverdeada. 
e) o número de oxidação do cromo varia de +6 para 
+3, com geração de composto alaranjado. 
 
12. Quantos dos gases seguintes são caracterizados 
tanto pela cor quanto pelo odor distinto. 
Cl2 CH4 NO2 
 
a) Nenhum 
b) Um 
c) Dois 
d) Três 
 
13. Um professor de Química usou duas substâncias 
coloridas, I2 (sólido castanho) e Ni(NO3)2 (sólido 
azul), e duas substâncias líquidas incolores, água e 
CH2Cl2, para realizar um experimento que 
demonstrasse a seguinte regra: “semelhante 
dissolve semelhante”. Em três tubos de ensaio ele 
adicionou as substâncias conforme a tabela. 
 
 
Dados: 
Densidades a 20°C (g/cm3 ) - H2O = 1,00; CH2Cl2 = 1,32 
 
Assinale a alternativa correta. 
a) No tubo de ensaio 1 observou-se a formação de 
duas fases. A fase aquosa formando uma camada 
inferior e a fase orgânica formando uma camada 
superior. 
b) No tubo de ensaio 2 observou-se a formação de 
duas fases. Uma fase orgânica homogênea de 
coloração castanha na camada superior e uma 
fase aquosa incolor na camada inferior. 
c) O tubo número 2 formou uma única camada de 
coloração castanha. 
 
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d) No tubo de ensaio 3 observou-se a formação de 
duas fases. Uma fase aquosa homogênea de 
coloração azul na camada superior e uma fase 
orgânica incolor na camada inferior. 
e) A água não dissolve substâncias orgânicas. 
 
14. Considere as seguintes soluções aquosas: 
 
CuSO4 – Azul 
KNO3 – Incolor 
Na2SO4- Incolor 
K2CrO4- Amarela 
 
A partir dessa tabela, é possível concluir que os íons 
responsáveis pelas cores azul e amarela são: 
 
a) Cu2+ e SO4 2- 
b) K+ e CrO4 2- 
c) K+ e SO4 2- 
d) Na+ e NO3
 – 
e) Cu2+ e CrO4
 2- 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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GABARITO 
 
1. B 
2. 
I. Cu(s) + Br2(aq)→CuBr2(aq) 
II. CuBr2(aq)→ CuBr2(s) + H2O (g) 
III. CuBr2(s)→CuBr(s) + ½ Br2(g) 
IV. CuBr + HNO3→ Cu(NO3)2(aq) + NO2(g) +Br2 
V. Cu(NO3)2(aq) → CuO(s) + 2 NO2(g) + ½ O2(g) 
VI. CuO(s) + H2(g) → Cu(s) + H2O (g) 
B = Cu Br2 E = NO2 H = Cu 
C = Br2 F = CuO D = Cu(NO3)2 G = O2 
 
3. A 
4. E 
5. C 
6. D 
7. E 
8. 
a) Cu+2 + 2NaOH → 2Cu(OH)2 + 2Na+ 
9. E 
10. IV 
11. D 
12. C 
13. D 
14. E 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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01) Do íon ALUMÍNIO, Al3+, com: 
solução de NH4OH pp. Branco, GELATINOSO de Al(OH)3 
solução de NaOH idem, solúvel em excesso de reagente 
solução de (NH4)2S pp. Branco de Al(OH)3 (por hidrólise total de Al2S3) 
solução de Na2HPO4 pp. Branco, GELATINOSO de AlPO4 
solução de Na2CO3 pp. Branco de Al(OH)3 , solúvel em excesso de reagente 
 
02) Do íons BÁRIO, Ba2+, com: 
solução de (NH4)2CO3 pp. Branco de BaCO3 
solução de (NH4)2C2O4 pp. Branco de BaC2O4 
H2SO4 diluído pp. Brancode BaSO4 
solução saturada de CaSO4 pp. Branco de BaSO4 
solução de K2Cr2O4 pp Amarelo de BaCrO4 
 
03) Do íon CÁLCIO , Ca2+, com: 
solução de (NH4)2CO3 pp. Branco amorfo de CaCO3 
H2SO4 diluído pp. Branco de CaSO4, a partir de soluções concentradas. 
O pp.é apreciavelmente solúvel em água. 
solução de (NH4)2C2O4 pp. Branco de CaC2O4 
 
04) Do ânion CARBONATO, CO3
2- ,com: 
HCl diluído desprendimento de CO2 (testado com água de cal ou 
água de Barita) 
solução de Ba2+ ou Ca2+ vide estes íons 
solução de Ag+ : pp. Branco de CaC2O4 solução de Ag+ : pp. Branco de CaC2O4 
 
05) Do íon CÚPRICO, Cu2+, com: 
H2S pp. Preto CuS 
Solução de NaOH pp. Azul pálido de Cu(OH)2, eu por fervura passa a CuO, 
preto 
solução de NH4OH pp. Azul pálido de sal básico, solúvel em excesso de 
reagente (solução azul escura) 
solução de K4Fe(CN)6 pp. Marrom avermelhado de Cu[Fe(CN)6] solúvel em 
NH4OH(aq), solução azul 
solução de KCl. pp. Inicial marrom de CuI2, que se decompõe em pp. 
Branco de Cu2I2 e I2; Este último se dissolve na solução, 
dando-lhe cor marrom 
 
06) Do íon FÉRRICO, Fe3+, com: 
solução de NH4OH pp. Marrom-avermelhado gelatinoso de Fe(OH)3 
solução de NaOH idem 
solução de (NH4)2S pp. Preto de FeS e S, em meio ácido 
solução deH2S pp. Preto de Fe2S3, em meio ácido 
solução de K3Fe(CN)6 solução de coloração marrom, de Fe(CN)6 
solução de NaCH3COO solução de coloração marrom-avermelhada, de 
Fe(C2H3O2) 
solução de NH4CNS solução de coloração vermelho-escura, causada pelo íon 
[Fe(CNS)6] -3 
 
07) Do íon FERROSO, Fe2+, com: 
solução de NaOH pp. Branco de Fe(OH)2, que por exposição ao ar 
rapidamente se oxida a pp. marrom-avermelhado de 
Fe(OH)3 
 
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solução de (NH4)2S pp. preto de FeS 
solução de KCN pp. marrom-avermelhado de Fe(CN)2, solúvel em excesso 
de reagente,dando solução amarela de K4(Fe(CN)6) 
solução de K3Fe(CN)6 pp. Azul-escuro de Fe3[Fe(CN)6]2 (azul de turnbull) 
 
08) Do íon MAGNÉSIO, Mg2+, com: 
solução de NH4OH pp. branco de Mg(OH)2 
solução de NaOH pp. branco de Mg(OH)2 
solução de Na2CO3 pp. Branco de MgCO3.Mg(OH)2.5H2O 
solução de Na2HPO4 pp. branco cristalino de Mg(NH4)PO4 
 
09) Do íon MERCÚRICO, Hg2+, com: 
H2S pp. Inicialmente branco , que passa a amarela, marrom e 
finalmente pretode HgS, com excesso de reagente 
solução de NaOH pp. Inicial marrom-avermelhado de sal básico, que com 
excesso de reagente passa a amarelo, de HgO 
solução de NH4OH pp. branco de sal amino-mercúrico 
solução de SnCl2 pp. Inicial branco de Hg2Cl2, que com excesso de reagente 
é reduzido a Hgmetálico cinza-negro 
solução de KI pp. vermelho de HgI2, solúvel em excesso de reagente 
 
10) Do íon MERCÚRIO, H2 2+, com: 
HCl diluído pp. branco 
solução de KI pp. verde-amarelado, com excesso de reagente é 
dissolvido, dando K2(HgI4), solúvel libera Hg finamente 
dividido, preto 
solução de K2CrO4 pp. Marrom amorfo de Hg2CrO4, a frio, que passa a uma 
forma vermelha cristalina por fervura 
H2S pp. Preto de HgS e Hg 
Solução de NaOH pp. Preto de Hg2O 
solução de NH4OH pp. Preto de sal amino-mercúrico [ p. ex. Hg2(NH2)NO3] e 
Hg finamente dividido 
solução de SnCl2 pp. Cinza de Hg finamente dividido 
 
11) Do íon PLUMBOSO, Pb2+, com: 
HCl diluído pp. Branco de PbCl2, solúvel em água quente 
solução de KI pp. Amarelo de PbI2, moderadamente solúvel em água 
fervente 
ácido sulfúrico concentrado pp. Branco de PbSO4 
solução de K2CrO4 pp. Amarelo de PbCrO4 
H2S pp. Preto 
solução de NaOH pp. Branco de Pb(OH)2, solúvel em excesso de reagente.