4- Considere os seguintes compostos
\mathrm{PdCl}_{2} .4 \mathrm{P}_{3} (3 íons, 2 \mathrm{Cl}^{-}precipitam com \mathrm{Ag}^{+})
\mathrm{PdCl}_{2} .3 \mathrm{P}_{3} (2 íons, 1 \mathrm{Cl}^{-}precipitam com \mathrm{Ag}^{+})
\mathrm{PdCl}_{2} .2 \mathrm{P}_{3} ( 0 íons, 0 \mathrm{Cl}^{-}precipitam com \mathrm{Ag}^{+})
\mathrm{PdCl}_{2} . \mathrm{P}_{3} . \mathrm{KCl} (2 íons, 0 \mathrm{Cl}^{-}precipitam com \mathrm{Ag}^{+})
\mathrm{PdCl}_{2} .2 \mathrm{KCl} (3 íons, 0 \mathrm{Cl}^{-}precipitam com Ag { }^{+})
  • Escreva suas fórmulas, de acordo com a notação utilizada atualmente.

Passo 1

O enunciado apresenta cinco compostos de coordenação envolvendo Pd, Cl⁻, PPh₃ e KCl. Sabemos o número de íons em solução e quantos Cl⁻ precipitam com Ag⁺. Para escrever as fórmulas segundo a notação atual, identificamos se o complexo é neutro, catiônico ou aniônico.

Passo 2

Em \mathrm{PdCl_{2}\cdot4PPh_{3}} formam-se 3 íons na solução e precipitam 2 Cl⁻, ou seja, existe o cátion \mathrm{[Pd(PPh_{3})_{4}]^{2+}} e 2 ânions Cl⁻. A fórmula é
\mathrm{[Pd(PPh_{3})_{4}]Cl_{2}}

Passo 3

Em \mathrm{PdCl_{2}\cdot3PPh_{3}} formam-se 2 íons e precipita 1 Cl⁻, indicando o cátion \mathrm{[PdCl(PPh_{3})_{3}]^{+}} e 1 Cl⁻ livre. A fórmula é
\mathrm{[PdCl(PPh_{3})_{3}]Cl}

Passo 4

Em \mathrm{PdCl_{2}\cdot2PPh_{3}} não há íons livres, logo é um complexo neutro. A espécie é \mathrm{PdCl_{2}(PPh_{3})_{2}} e permanece como
\mathrm{PdCl_{2}(PPh_{3})_{2}}

Passo 5

Em \mathrm{PdCl_{2}\cdot PPh_{3}\cdot KCl} há 2 íons sem precipitar Cl⁻, ou seja, K⁺ e o ânion \mathrm{[PdCl_{3}(PPh_{3})]^{-}}. A fórmula é
\mathrm{K[PdCl_{3}(PPh_{3})]}

Passo 6

Em \mathrm{PdCl_{2}\cdot2KCl} formam-se 3 íons e nenhum Cl⁻ precipita, correspondendo a 2 K⁺ e ao ânion \mathrm{[PdCl_{4}]^{2-}}. A fórmula é
\mathrm{K_{2}[PdCl_{4}]}

Resposta

\mathrm{[Pd(PPh_{3})_{4}]Cl_{2}}
\mathrm{[PdCl(PPh_{3})_{3}]Cl}
\mathrm{PdCl_{2}(PPh_{3})_{2}}
\mathrm{K[PdCl_{3}(PPh_{3})]}
\mathrm{K_{2}[PdCl_{4}]}

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