Os seguintes compostos foram sintetizados e estudados por Werner:
\mathrm{PtCl}_{4} .2 \mathrm{NH}_{3} \quad ( contem 0 ion; 0 Cl precipitado por \mathrm{Ag}^{+})
\mathrm{PtCl}_{4} .2 \mathrm{NH}_{3} (contem 0 íon; 0 Cl precipitado por \mathrm{Ag}^{+})
\mathrm{PtCl}_{4} \cdot \mathrm{NH}_{3} \cdot \mathrm{KCl} (contem 2 íons; 0 \mathrm{Cl}^{-}precipitado por \mathrm{Ag}^{+})
\mathrm{PtCl}_{4} .4 \mathrm{NH}_{3} (contem 3 ions; 2 Cl precipitado por \mathrm{Ag}^{+})
\mathrm{PtCl}_{4} .2 \mathrm{KCl} (contem 3 ions; 0 \mathrm{Cl}^{-}precipitado por \mathrm{Ag}^{+})
\mathrm{PtCl}_{4} .5 \mathrm{NH}_{3} (contem 4 íon; 3 Cl precipitado por \mathrm{Ag}^{+})
\mathrm{PtCl}_{4} .6 \mathrm{NH}_{3} (contem 5 íon; 4 \mathrm{Cl}^{-}precipitado por \mathrm{Ag}^{+})
a) Qual é o NC da platina, comum a todos os complexos?
b) Escreva as formulas dos complexos, de acordo com a notação utilizada atualmente. O primeiro composto, contrastando com o segundo, tem polaridade nula.

Passo 1

O enunciado pede duas coisas:
  1. (a) Determinar o número de coordenação (NC) da platina, comum a todos os complexos.
  2. (b) Escrever as fórmulas dos complexos na notação atual (i.e. usando colchetes para a esfera de coordenação e indicando contra-íons).
Dados fornecidos para cada composto (copiei do enunciado, cada linha é um composto diferente):
  1. \mathrm{PtCl}_{4}\cdot 2\mathrm{NH}_{3}: contém 0 íon; 0 \mathrm{Cl}^{-} precipitado por \mathrm{Ag}^{+}.
  2. \mathrm{PtCl}_{4}\cdot 2\mathrm{NH}_{3}: contém 0 íon; 0 \mathrm{Cl}^{-} precipitado por \mathrm{Ag}^{+} (é outro isômero do anterior — o enunciado diz que o primeiro, contrastando com o segundo, tem polaridade nula).
  3. \mathrm{PtCl}_{4}\cdot \mathrm{NH}_{3}\cdot \mathrm{KCl}: contém 2 íons; 0 \mathrm{Cl}^{-} precipitado por \mathrm{Ag}^{+}.
  4. \mathrm{PtCl}_{4}\cdot 4\mathrm{NH}_{3}: contém 3 íons; 2 \mathrm{Cl}^{-} precipitados por \mathrm{Ag}^{+}.
  5. \mathrm{PtCl}_{4}\cdot 2\mathrm{KCl}: contém 3 íons; 0 \mathrm{Cl}^{-} precipitado por \mathrm{Ag}^{+}.
  6. \mathrm{PtCl}_{4}\cdot 5\mathrm{NH}_{3}: contém 4 íons; 3 \mathrm{Cl}^{-} precipitados por \mathrm{Ag}^{+}.
  7. \mathrm{PtCl}_{4}\cdot 6\mathrm{NH}_{3}: contém 5 íons; 4 \mathrm{Cl}^{-} precipitados por \mathrm{Ag}^{+}.

Passo 2

Regras e conceitos que vamos usar (explicados passo a passo, sem pular etapas):
  • Ligantes e cargas: \mathrm{NH}_3 é um ligante neutro (carga 0). \mathrm{Cl}^{-} quando coordena ao metal atua como ligante com carga -1. Cloro precipitado por \mathrm{Ag}^{+} indica cloretos livres (contra-íons) na solução — cada \mathrm{Cl}^{-} que sai com \mathrm{Ag}^{+} era um íon externo, não ligado ao metal.
  • Íons totais ao dissolver: se o composto “contém m íons”, quer dizer que ao dissolver formam-se m partículas iônicas (ex.: para \mathrm{[Complexo]}^{2+} + 2\mathrm{Cl}^{-} terão 3 íons).
  • Relação entre carga do complexo, estado de oxidação do metal e cargas dos ligantes: se a carga global do complexo for Q (ou seja, o íon na esfera de coordenação tem carga Q) e a soma das cargas dos ligantes for L, então a equação é
x + L = Q,
onde x é o estado de oxidação do metal. (Isto vem do balanço de cargas na espécie complexa.)
  • Também usaremos que a soma do número de ligantes aniónicos ( \mathrm{Cl}^{-}) mais o número de ligantes neutros ( \mathrm{NH}_3) ligados ao metal é o número de coordenação (NC) do metal.
  • Vamos achar primeiro o estado de oxidação mais provável de Pt usando um caso que nos dá informação direta e depois aplicar esse valor a todos os outros compostos (isto simplifica e é consistente com os dados).

Passo 3

Determinar o estado de oxidação de Pt e o NC comum (âncora do raciocínio):
  • Olhe o composto 7: \mathrm{PtCl}_{4}\cdot 6\mathrm{NH}_{3} tem “5 íons” e “4 \mathrm{Cl}^{-} precipitados”. O número de cloretos precipitados ( 4) é exatamente o número de cloretos livres (contra-íons) na amostra. Assim a espécie dissolvida contém um cátion complexo com carga +4 compensada por 4 \mathrm{Cl}^{-}.
  • Nesse composto há 6 \mathrm{NH}_3 ligados (fornecido pelo enunciado). Se o cátion complexo tem carga Q=+4 e os ligantes \mathrm{NH}_3 são neutros ( L=0), pela relação x + L = Q temos
x + 0 = +4 \quad\Rightarrow\quad x = +4.
Logo o estado de oxidação da platina é +4 neste caso.
  • Como há 6 ligantes neutrales ligados ( 6 \mathrm{NH}_3), a platina nesse composto tem número de coordenação 6. Como todos os outros compostos vêm da mesma química de Werner e os dados serão compatíveis com um mesmo x, adotamos que o NC comum a todos é 6. (Isto será verificado compasso a compasso abaixo.)

Passo 4

Como usar os dados para escrever a fórmula moderna — método que vou aplicar a cada composto:
  1. O número de \mathrm{Cl}^{-} precipitados por \mathrm{Ag}^{+} = número de cloretos livres (contra-íons) = n_{\text{freeCl}}.
  2. O número total de íons formado ao dissolver = 1 (o íon complexo) + número de contra-íons. Assim \#\text{íons} = 1 + n_{\text{freeCl}}í se o complexo for catiônico, ou \#\text{íons} = 1 + n_{\text{cátions}}íá se o complexo for aniônico. Mais seguro é usar os dados: conhecendo \#\text{íons}í e n_{\text{freeCl}} podemos deduzir a carga do complexo.
  3. Sabendo que o estado de oxidação de Pt é x=+4, aplicamos x + (\text{número de Cl ligantes})(-1) = Qú (onde Q é carga do íon na esfera); isolamos o número de Cl ligantes: \text{nCl ligantes} = x - Q.
  4. Finalmente verificamos NC = \text{nCl ligantes} + \text{nNH}_3. Deve dar 6.
Agora aplico isso a cada composto, mostrando as contas.

Passo 5

Composto 1: \mathrm{PtCl}_{4}\cdot 2\mathrm{NH}_{3} (dados: 0 íon; 0 \mathrm{Cl}^{-} precipitado)
  • n_{\text{freeCl}}=0 e \#\text{íons}=0í significa que ao dissolver não há partículas iônicas — o composto é elétricamente neutro globalmente (não há íon complexo separado).
  • Portanto a espécie de coordenação tem carga Q=0.
  • Usando x=+4 e x + (\text{nCl})(-1) = Q:
4 - \text{nCl} = 0 \quad\Rightarrow\quad \text{nCl} = 4.
  • \mathrm{NH}_3=2 ligantes neutros. Então NC = 4 + 2 = 6.
  • Fórmula moderna: \mathrm{[PtCl_{4}(NH_{3})_{2}]}. (Isto é um composto neutro.)
  • Observação de polaridade dada: o enunciado diz que o primeiro, contrastando com o segundo, tem polaridade nula — isto corresponde ao isômero trans (NH _3 opostos) que é não polar.

Passo 6

Composto 2: \mathrm{PtCl}_{4}\cdot 2\mathrm{NH}_{3} (dados: 0 íon; 0 \mathrm{Cl}^{-} precipitado) — outro isômero
  • Mesma análise numérica: Q=0, \text{nCl}=4, \mathrm{NH}_3=2 → NC =6.
  • Fórmula moderna: \mathrm{[PtCl_{4}(NH_{3})_{2}]}.
  • Pelo enunciado este isômero é polar — isto corresponde ao isômero cis (NH _3 adjacentes), que é polar.

Passo 7

Composto 3: \mathrm{PtCl}_{4}\cdot \mathrm{NH}_{3}\cdot \mathrm{KCl} (dados: 2 íons; 0 \mathrm{Cl}^{-} precipitado)
  • n_{\text{freeCl}}=0 (nenhum Cl- livre), \#\text{íons}=2í. Isso significa que ao dissolver obtém-se dois íons: um cátion/aníon vindo do sal de coordenação e um contra-íon (o potássio \mathrm{K}^{+}).
  • Assim o composto é do tipo \mathrm{K}^{+} + [\text{complexo}]^{-}. Logo a carga do complexo é Q=-1.
  • Aplicando a equação com x=+4:
4 - \text{nCl} = -1 \quad\Rightarrow\quad \text{nCl} = 5.
  • \mathrm{NH}_3=1 então NC =5 + 1 = 6.
  • Fórmula moderna: \mathrm{K[PtCl_{5}(NH_{3})]}.

Passo 8

Composto 4: \mathrm{PtCl}_{4}\cdot 4\mathrm{NH}_{3} (dados: 3 íons; 2 \mathrm{Cl}^{-} precipitados)
  • n_{\text{freeCl}}=2. \#\text{íons}=3í confirma que há 1 íon complexo mais 2 contra-íons (os 2 \mathrm{Cl}^{-}), logo o complexo é catiônico com carga Q=+2.
  • Com x=+4:
4 - \text{nCl} = +2 \quad\Rightarrow\quad \text{nCl} = 2.
  • \mathrm{NH}_3=4 então NC =2 + 4 = 6.
  • Fórmula moderna: \mathrm{[PtCl_{2}(NH_{3})_{4}]Cl_{2}} (ou \mathrm{[Pt(NH_{3})_{4}Cl_{2}]Cl_{2}}).

Passo 9

Composto 5: \mathrm{PtCl}_{4}\cdot 2\mathrm{KCl} (dados: 3 íons; 0 \mathrm{Cl}^{-} precipitado)
  • n_{\text{freeCl}}=0 (nenhum Cl- livre), \#\text{íons}=3í. Para dar 3 íons com sais envolvendo \mathrm{K}^{+}, a fórmula mais razoável é 2\mathrm{K}^{+} + [\text{complexo}]^{2-} (2 cátions K+ e um ânion complexo), então carga do complexo Q=-2.
  • Com x=+4:
4 - \text{nCl} = -2 \quad\Rightarrow\quad \text{nCl} = 6.
  • Não há \mathrm{NH}_3 nesse composto, então NC =6 + 0 = 6.
  • Fórmula moderna: \mathrm{K_{2}[PtCl_{6}]}.

Passo 10

Composto 6: \mathrm{PtCl}_{4}\cdot 5\mathrm{NH}_{3} (dados: 4 íons; 3 \mathrm{Cl}^{-} precipitados)
  • n_{\text{freeCl}}=3. \#\text{íons}=4í indica 1 íon complexo catiônico mais 3 \mathrm{Cl}^{-} contra-íons → carga Q=+3.
  • Com x=+4:
4 - \text{nCl} = +3 \quad\Rightarrow\quad \text{nCl} = 1.
  • \mathrm{NH}_3=5 então NC =1 + 5 = 6.
  • Fórmula moderna: \mathrm{[PtCl(NH_{3})_{5}]Cl_{3}}.

Passo 11

Composto 7: \mathrm{PtCl}_{4}\cdot 6\mathrm{NH}_{3} (dados: 5 íons; 4 \mathrm{Cl}^{-} precipitados)
  • Já usamos este como caso teste, mas resumo: n_{\text{freeCl}}=4 → carga do complexo Q=+4. Com x=+4 e \mathrm{NH}_3=6 neutras:
4 - \text{nCl} = +4 \quad\Rightarrow\quad \text{nCl} = 0.
  • NC = 0 + 6 = 6.
  • Fórmula moderna: \mathrm{[Pt(NH_{3})_{6}]Cl_{4}}.

Passo 12

Resumo das fórmulas (verificadas e coerentes com x=+4 e NC =6). Observações finais didáticas rápidas: em todas as conversões contei quantos cloretos são externos (os precipitados por \mathrm{Ag}^{+}) para obter a carga do complexo; depois usei x=+4 para calcular quantos \mathrm{Cl}^{-} estão realmente ligados e garanti que o número total de ligantes ligados some 6. Isto é um procedimento sistemático que dá para aplicar em prova.

Resposta

(a) \text{NC} = 6
(b) \mathrm{[PtCl_{4}(NH_{3})_{2}]} (primeiro composto — isômero trans, polaridade nula)
\mathrm{[PtCl_{4}(NH_{3})_{2}]} (segundo composto — isômero cis, polar)
\mathrm{K[PtCl_{5}(NH_{3})]}
\mathrm{[PtCl_{2}(NH_{3})_{4}]Cl_{2}}
\mathrm{K_{2}[PtCl_{6}]}
\mathrm{[PtCl(NH_{3})_{5}]Cl_{3}}
\mathrm{[Pt(NH_{3})_{6}]Cl_{4}}

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