Escreva as fórmulas, desenhe as estruturas e indique o NC do íon metálico central dos íons complexos formados por:
\mathrm{Mn}^{3+}, dois íons oxalato, duas moléculas de água e potássio como contra-íon;

Passo 1

O enunciado pede três coisas sobre o complexo formado por \mathrm{Mn}^{3+}, dois íons oxalato, duas moléculas de água e potássio como contra-íon:
  1. Escrever a(s) fórmula(s) do(s) composto(s) formado(s).
  2. Desenhar as estruturas (esquemas de coordenação) possíveis.
  3. Indicar o número de coordenação (NC) do íon metálico central.
Informações dadas que vamos usar:
  • Íon metálico central: \mathrm{Mn}^{3+}.
  • Ligantes: dois íons oxalato (cada um \mathrm{C_2O_4^{2-}}) e duas moléculas de água ( \mathrm{H_2O}, ligante neutro).
  • Contra-íon: potássio ( \mathrm{K^+}), usado para neutralizar a carga do complexo.

Passo 2

O que é preciso entender (aula rápida e direta sobre conceitos usados)
  • Ligante: espécie que doa pelo menos um par de elétrons ao metal formando uma ligação coordenada. Exemplos: \mathrm{H_2O} (monodentado, doa um par de elétrons de um oxigênio) e \mathrm{C_2O_4^{2-}} (oxalato, que é bidentado: doa dois pares de elétrons, um de cada uma de duas oxigenias diferentes).
  • Dentidade: número de átomos do ligante que se ligam ao metal. Assim:
    \text{octalato é bidentado} \Rightarrow \text{dentidade }=2.é
\text{água é monodentada} \Rightarrow \text{dentidade }=1.áé
  • Número de coordenação (NC): soma do número de átomos doadores ligados diretamente ao metal (cada átomo doador conta 1 para o NC). Ex.: se o metal tem dois ligantes bidentados e duas moléculas monodentadas, o NC = 2\cdot 2 + 2\cdot 1 = 6.
  • Notação de fórmula do complexo: o íon complexo costuma ser escrito entre colchetes, por exemplo [\text{metal}(ligantes)]^{\text{carga}}. O contra-íon (aqui \mathrm{K^+}) fica fora do colchete.

Passo 3

Contagem explícita dos doadores (passo a passo aritmético, sem pular etapas)
  • Cada íon oxalato \mathrm{C_2O_4^{2-}} é bidentado → fornece \;2 átomos doadores (2 oxigênios) ao metal.
  • Temos dois oxalatos → doadores vindos de oxalato = 2 \times 2 = 4.
  • Cada \mathrm{H_2O} é monodentado → fornece \;1 átomo doador (o oxigênio).
  • Temos duas águas → doadores vindos da água = 2 \times 1 = 2.
Somando:
\text{NC} = 4 + 2 = 6.
Portanto o número de coordenação do \mathrm{Mn} no complexo é \;6, que normalmente corresponde a uma geometria octaédrica.

Passo 4

Determinação da carga do íon complexo e fórmula global (conta de cargas)
  • Carga do metal: \mathrm{Mn}^{3+} +3.
  • Carga de cada oxalato: \mathrm{C_2O_4^{2-}} -2 cada; dois deles dão -4.
  • Água é neutra → 0.
Somando as cargas dentro do colchete:
+3 + 2\cdot(-2) + 2\cdot 0 = +3 -4 = -1.
Logo o íon complexo é mono-negativo: [\mathrm{Mn(C_2O_4)_2(H_2O)_2}]^{-}.
Para neutralizar essa carga precisamos de um \mathrm{K^+} (contra-íon). Portanto a fórmula do composto iônico é
\mathrm{K[Mn(C_2O_4)_2(H_2O)_2]}.
Observações sobre a escrita: o colchete indica o íon complexo; fora do colchete está o cátion de compensação ( \mathrm{K^+}).

Passo 5

Esquemas de estrutura (desenhos) — explicando como desenhar e mostrando duas possibilidades geométricas relevantes
Como o NC é \;6, a geometria preferida é octaédrica. Vou desenhar esquemas planos (projeções simples) do entorno do \mathrm{Mn}. Em cada desenho, \mathrm{ox} = oxalato bidentado ( \mathrm{C_2O_4^{2-}}) e \mathrm{H_2O} = água (monodentado). Cada oxalato ocupa dois sítios de coordenação adjacentes formando anéis de quelato (5 membros aproximados).
  1. Isômero trans (as duas \mathrm{H_2O} opostas, axiais):
\begin{array}{c} \quad \mathrm{H_2O} \\\ \quad | \\\ \mathrm{ox}\!-\!\boxed{\mathrm{Mn}} \!-\!\mathrm{ox} \\\ \quad | \\\ \quad \mathrm{H_2O} \end{array}
Interpretação do desenho: uma projeção onde as duas \mathrm{H_2O} estão em posições axiais opostas (trans), e cada \mathrm{ox} preenche dois sítios equatoriais adjacentes, formando dois laços quelato ao redor do metal.
  1. Isômero cis (as duas \mathrm{H_2O} adjacentes, cis):
\begin{array}{c} \quad \mathrm{ox} \\\ \quad / \\\ \mathrm{H_2O}\! -\! \boxed{\mathrm{Mn}} \! -\! \mathrm{ox} \\\ \quad \backslash \\\ \quad \mathrm{H_2O} \end{array}
Interpretação: aqui as duas \mathrm{H_2O} ocupam posições adjacentes ao redor do \mathrm{Mn} (cis). Cada oxalato novamente liga-se por duas O formando dois laços.
Explicação sobre os desenhos:
  • Esses são esquemas simplificados para visualizar a ocupação dos seis sítios ao redor do metal.
  • Em fórmulas condensadas usamos \mathrm{ox} para \mathrm{C_2O_4^{2-}}, e cada \mathrm{ox} “morde” o metal em dois pontos (chelato).
  • Ambos os arranjos são compatíveis com NC = \;6; dependendo das condições experimentais, tanto o isômero cis quanto o trans podem existir (o enunciado não especificou), por isso mostrei as duas possibilidades mais óbvias.

Passo 6

Resumo final do raciocínio e dicas de prova (como fazer rápido na hora da prova)
  • Identifique ligantes e suas dentidades (oxalato = 2, água = 1).
  • Conte doadores: 2\times 2 + 2\times 1 = 6 → NC = \;6.
  • Some cargas: +3 + 2(-2) = -1 → íon complexo tem carga -1 → usar \mathrm{K^+} para neutralizar.
  • Escreva a fórmula com colchetes: \mathrm{K[Mn(C_2O_4)_2(H_2O)_2]}.
  • Para o desenho: coloque \mathrm{Mn} no centro e disponha os 6 ligantes em arranjo octaédrico; represente oxalatos como ligantes bidentados (ligando em dois pontos) e as águas como monodentadas. Lembre-se de que existem isômeros cis e trans para a posição das águas.

Resposta

\mathrm{K[Mn(C_2O_4)_2(H_2O)_2]}
Número de coordenação do \mathrm{Mn}: \;6

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