As condutâncias molares são úteis na determinação dos tipos de eletrólitos presentes em solução. Por exemplo, as condutâncias molares (em mho. cm^2 cdot mol^-1 ) dos complexos [Pt(NH3)6] Cl4,[Pt(NH3)5 Cl] Cl3,[Pt(NH3)4 Cl2] Cl2,[Pt(NH3)3Cl3] Cl e [Pt(NH3)2 Cl 4] são 523, 404, 228, 97 e zero, respectivamente. Sabendo-se que os complexos CrCl3 cdot 5 H2 O e PtCl4 cdot 2 KCl
apresentam condutividades molares ao redor de 250 mho cdot cm^2 cdot mol^-1, quais seriam as estruturas possíveis para estes compostos?
A condutância mede a condutividade da solução dos complexos e depende da concentração de íons produzidos e da mobilidade desses íons. As condutâncias molares dos complexos em questão estão próximas a condutividade molar do complexo [Pt(NH3)4 Cl2] Cl2, a qual produz 3 mols de íons por mol de complexo. Sendo assim, os complexos em questão precisam ter uma estrutura molecular que produza um número de íons igual. Por esse motivo, as fórmulas moleculares devem ser: [CrCl(OH2)5] Cl2 e K2[PtCl6].

Passo 1

Beleza, vamos resumir o que o exercício pede e o que vamos usar.
Enunciado (resumido): temos duas substâncias, CrCl₃·5H₂O e PtCl₄·2KCl, cujas condutâncias molares ficam em torno de 250 mho·cm²·mol⁻¹. Sabendo que esse valor é bem parecido com o de um complexo que gera 3 íons por mol (o [Pt(NH₃)₄Cl₂]Cl₂, condutância ≈228), precisamos descobrir como essas duas substâncias se organizam internamente (que espécie iônica elas formam) para liberarem 3 íons em solução.
Conteúdo: química de coordenação, eletrólitos, condutância molar.
O que vamos precisar:
  • Entender que condutância molar está ligada ao número de íons formados na solução.
  • Saber montar fórmulas de complexos (ligeiro de teoria de coordenação).

Passo 2

Teoria envolvida:
  1. Quanto mais íons um soluto gera, maior tende a ser sua condutância molar (cada íon contribui para transportar carga).
  2. O exercício menciona um exemplo de complexo que gera 3 íons e tem condutância ≈228. Como nossos valores são ≈250 (bem próximos), concluímos que nossos compostos também devem gerar 3 íons por fórmula.
Então o critério de seleção da estrutura é “como distribuir os ligantes de forma que, ao dissolver, tenhamos exatamente 3 partículas (íons) em solução”.

Passo 3

Analisando CrCl₃·5H₂O:
– O Cr neste composto está na oxidação +III, então a carga total do cátion de coordenação será +3 menos o número de Cl⁻ que estiverem ligados diretamente.
– Temos 3 Cl no cristal e 5 H₂O (que são ligantes neutros). Mas um centro Cr³⁺ só pode coordenar, no máximo, 6 ligantes. Se todas as 5 H₂O ligassem e todos os 3 Cl também, seriam 8 ligantes – impossível.
– Logo, parte dos Cl deve estar como contra-íons livres e parte dentro do octaedro de coordenação. Se só 1 Cl⁻ for ligand (ligado ao Cr), então o cátion fica [CrCl(H₂O)₅]²⁺ (porque Cr³⁺ + Cl⁻ → carga +2). Sobram 2 Cl⁻ como ânions externos.
– Em solução, [CrCl(H₂O)₅]²⁺ se dissocia em 1 cátion + 2 Cl⁻ = 3 íons. Bingo!
Fórmula resultante:
[CrCl(H2O)5]Cl2

Passo 4

Analisando PtCl₄·2KCl:
– Pt está em +IV, e no total há 4+2 = 6 átomos de Cl no sólido.
– Se montarmos o ânion de coordenação como [PtCl₆]²⁻ (Pt⁴⁺ + 6 Cl⁻ → carga –2), precisamos de 2 K⁺ para neutralizar: K₂[PtCl₆].
– Em solução, isso vira 2 K⁺ + [PtCl₆]²⁻ = 3 íons. Perfeito para ter condutância molar ≈250.

Resposta

As estruturas possíveis são:
[CrCl(H2O)5]Cl2 e K2[PtCl6]

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