O paládio (II) tende a formar complexos com um número de coordenação 4. Um dos compostos foi originalmente formulado como PdCl2 cdot 3 NH3 (b) Quando uma solução aquosa desse composto é tratada com excesso de AgNO3(aq), quantas mols de AgCl(s) são formados por mol de PdCl2 cdot 3 NH3.

Passo 1

Beleza, o enunciado diz que temos um “PdCl₂·3NH₃” e que o Pd(II) forma complexos de coordenação 4. Quando colocamos essa amostra em solução aquosa e adicionamos excesso de AgNO₃, queremos saber quantos mols de AgCl sólido vão precipitar para cada mol de “PdCl₂·3NH₃” usado. O conteúdo da matéria aqui é química de coordenação: entender número de coordenação, esfera de coordenação (ligantes ligados diretamente ao metal) versus contra-íons livres, e a reação de precipitação de cloreto com Ag⁺.

Passo 2

Primeiro, teoria da coordenação:
  1. Pd(II) costuma ser quadrado planar, número de coordenação = 4.
  2. O “PdCl₂·3NH₃” tem 2 Cl⁻ e 3 NH₃ na fórmula global (total: 5 espécies neutras/aniônicas). Mas só 4 ligantes podem se ligar diretamente ao Pd.
  3. Logo, no complexo real você tem 4 ligantes na esfera de coordenação e sobra 1 espécie como contra-íon fora da esfera.

Passo 3

Agora, como determinar quais ligantes estão ligados e quais são livres?
– Se 3 NH₃ entram na esfera, precisamos de mais 1 ligante para completar 4 coordenados. Podem ser 1 Cl⁻.
– Assim o cátion no sólido é [PdCl(NH₃)₃]⁺ (um Cl ligado + três NH₃ ligados) e o outro Cl⁻ fica como contra-íon livre no cristal.
Fórmula do sal:
[PdCl(NH3)3]Cl
Que é equivalente em composição a “PdCl₂·3NH₃”.

Passo 4

Quando adicionamos AgNO₃ em excesso, o Ag⁺ só precipita os Cl⁻ que estiverem livres (contra-íons), formando AgCl sólido:
Ag^+ (aq) + Cl^- (aq) ;longrightarrow; AgCl(s)
Como só existe 1 Cl⁻ livre por fórmula, para cada mol de complexo você libera 1 mol de Cl⁻ para reagir com Ag⁺.

Resposta

Para cada 1 mol de PdCl₂·3NH₃ usamos, forma‐se 1 mol de AgCl.

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