Explique porque o complexo \left[\mathrm{Mn}\left(\mathrm{H}_{2} \mathrm{O}\right)_{6}\right]^{2+} possui uma coloração rosa muito pálida, enquanto o íon permanganato ( \mathrm{MnO}_{4}^{-}) possui uma coloração violeta intensa.

Passo 1

O que o enunciado pede: explicar por que o complexo \left[\mathrm{Mn}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{2+} é rosa muito pálido enquanto o íon permanganato \mathrm{MnO}_{4}^{-} é violeta intenso.
Informações dadas (explicitadas): as duas espécies químicas são \left[\mathrm{Mn}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{2+} e \mathrm{MnO}_{4}^{-}. Não há figura nem mais dados numéricos no enunciado.

Passo 2

Determine o estado de oxidação do manganês e a distribuição eletrônica relevante em cada espécie (isso é sempre o primeiro passo prático para entender cor de complexos).
  • Para \left[\mathrm{Mn}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{2+}: a água é ligante neutro, a carga do complexo é +2, logo o Mn tem estado de oxidação +2. Em notação:
\text{Mn oxidation} = +2.
O manganês elemental tem configuração [ \mathrm{Ar} ]\,3d^{5}4s^{2}; em \mathrm{Mn}^{2+} perde os dois 4s e fica com configuração 3d^{5}. Ou seja, \mathrm{Mn}^{2+} é um ion d^{5}.
  • Para \mathrm{MnO}_{4}^{-}: cada oxigénio vale -2, então
\text{Mn} + 4(-2) = -1 \quad\Rightarrow\quad \text{Mn} = +7.
Portanto \mathrm{Mn} em \mathrm{MnO}_{4}^{-} é +7. A configuração eletrónica esperada é 3d^{0} (nenhum elétron d).

Passo 3

Explique que tipos de transições eletrônicas podem causar cor e quais ocorrem em cada caso (a ideia-chave para a prova).
  • Tipos de transições relevantes para cor em compostos de metais de transição:
    1. Transições d–d: promoção de um elétron entre orbitais d do próprio metal (ex.: t_{2g}\rightleftharpoons e_{g} em um campo octaédrico). Essas transições costumam ter baixa intensidade porque são frequentemente proibidas pela regra de Laporte (transição entre orbitais de mesma paridade) e às vezes são também spin‑forbidden (mudança no spin total proibida). Resultado prático: absorção fraca → cor fraca/pálida.
    2. Transições de transferência de carga (charge transfer, CT): movimento de elétron entre ligante e metal (ligante→metal = LMCT ou metal→ligante = MLCT). Essas transições são geralmente Laporte‑allowed e muito intensas; causam absorções fortes e cores vivas.
  • Regra de Laporte (explicação simples): em centros com simetria que preserva paridade (por exemplo centros com inversão), transições que mantêm a paridade (geralmente entre orbitais d do mesmo átomo) são proibidas ou muito fracas. Vibrations e baixa simetria podem “liberar” um pouco a transição, mas ela continua fraca comparada a uma CT.
  • Regra de seleção de spin (explicação simples): transições que mudam o spin total do sistema ( \Delta S \neq 0) são proibidas ou muito fracas. Transições com \Delta S = 0 são, em princípio, permitidas.

Passo 4

Aplique esses conceitos a \left[\mathrm{Mn}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{2+}.
  • Estado eletrônico: \mathrm{Mn}^{2+} é d^{5}. Em um campo octaédrico fraco (água é ligante relativamente fraco) o complexo é de spin alto com configuração aproximada t_{2g}^{3}e_{g}^{2} (cinco elétrons desemparelhados). O termo fundamental é sexteto ( ^6A_{1g}).
  • As transições d–d disponíveis em d^{5} octaédrico levam do estado sexteto para estados quartetos (por exemplo ^6A_{1g}\rightarrow\,^4T_{1g} ou ^4T_{2g}). Essas transições são spin‑forbidden ( \Delta S \neq 0) e também são Laporte‑fortemente proibidas em uma octaedral quase regular. Na prática isso faz com que a intensidade das absorções (coeficiente de extinção molar \varepsilon) seja muito baixa (ordem de grandeza: \varepsilon\sim 1 a algumas dezenas L·mol{-1}·cm{-1}).
  • Consequência: o complexo só absorve muito fracamente na região visível, produzindo uma tonalidade muito pálida — no caso de \mathrm{Mn}^{2+} costuma sobrar um ligeiro tom rosa (porque o espectro residual deixa passar mais luz vermelha/rosada). Esse é o motivo prático do “rosa muito pálido”.

Passo 5

Aplique os conceitos a \mathrm{MnO}_{4}^{-}.
  • Estado eletrônico: \mathrm{Mn}^{+7} é d^{0}; não há elétrons d para transições d–d. Logo, cor não vem de d–d.
  • Origem da cor: a absorção forte vem de transições de transferência de carga ligante→metal (LMCT). Especificamente, elétrons dos orbitais p fortemente ocupados do oxigênio são promovidos para orbitais vazios de anti‑ligação do Mn (caráter d do metal). Essas transições LMCT são Laporte‑allowed e muito intensas.
  • Consequência prática: alto coeficiente de extinção ( \varepsilon) — absorção forte na região do verde (por exemplo em torno de \sim 520 550\\ \mathrm{nm}, dependendo do solvente e concentração) — o que faz com que a solução seja violeta/roxa (a cor observada é a cor complementar da luz absorvida). Em linguagem de prova: LMCT → transição permitida → absorção forte → cor intensa.

Passo 6

Compare e resuma de forma prática (o que vale na hora da prova).
  • \left[\mathrm{Mn}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{2+}: Mn em +2 d^{5} → cor por transições d–d fracas, muitas vezes spin‑forbidden e Laporte‑forbidden → absorção muito fraca → cor rosa muito pálida.
  • \mathrm{MnO}_{4}^{-}: Mn em +7 d^{0} → sem d–d; cor por transições LMCT (oxigénio → Mn) que são intensas e permitidas → absorção forte no verde → aparência violeta intensa.
    Dica de prova: sempre calcule primeiro o estado de oxidação e o número de elétrons d; se d^{0} ou d^{10}, espere CT como provável origem da cor; se houver elétrons d, verifique se as transições são d–d e se são proibidas por Laporte ou por spin.

Resposta

\left[\mathrm{Mn}\left(\mathrm{H}_{2}\mathrm{O}\right)_{6}\right]^{2+} tem \mathrm{Mn}^{2+} ( d^{5}) e sua cor vem de transições d–d que são spin‑forbidden e Laporte‑fortemente proibidas, portanto muito fracas — aparece apenas um rosa muito pálido.
\mathrm{MnO}_{4}^{-} tem \mathrm{Mn}^{7+} ( d^{0}) e colore por transições de transferência de carga ligante→metal (LMCT), que são permitidas e muito intensas, produzindo a cor violeta intensa.

Exercícios relacionados