COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO certo

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COMPOSTOS DE COORDENAÇÃO 
 
 
 
 
Disciplina: Química Inorgânica II 
 
 
Professor: Rodrigo Ribeiro da Silva 
 
Alunas: Rosângela Moura 
 Thaís Farias 
 
Turma: PMQ 341 
 
 
 
Data: 14/07/17 
 
Introdução 
 
 Compostos de Coordenação ou Complexos Metálicos caracterizam-se por 
apresentar um íon metálico central (ácido de Lewis), coordenado a ligantes (base 
de Lewis), através de átomos, íons ou moléculas neutras. 
 Quando os ácidos de Lewis são metais de transição, também denominamos 
tal complexo como complexo metálico. A teoria que explica a ligação existente 
em complexos de coordenação é a teoria de Werner que diz que as ligações 
coordenadas são formadas entre os ligantes e o íon metálico central do 
complexo, isto é, o ligante doa um par de elétrons ao íon metálico. Compostos 
de coordenação podem ser formados facilmente com os metais de transição, 
pois estes possuem orbitais d disponíveis que podem acomodar os pares de 
elétrons doados pelos ligantes. O número de ligações coordenadas formadas 
depende, sobretudo, do número de orbitais vazios de energia adequada. A regra 
do número atômico efetivo (NAE) diz que quando se forma um complexo, há 
adição de ligantes até que o número de elétrons do átomo metálico central mais 
o número de elétrons cedidos pelos ligantes seja igual ao número de elétrons do 
gás nobre seguinte. 
 Embora a regra do NAE possa prever corretamente o número de ligantes de 
um grande número de complexos, há um número considerável de exceções, nas 
quais o NAE não é o número de elétrons de um gás nobre. A tendência em 
adquirir a configuração do gás nobre é um fator importante, mas não uma 
condição necessária para a formação de um complexo, pois é necessária 
também a formação de uma estrutura simétrica qualquer que seja o número de 
elétrons envolvidos. 
 A relação espacial entre a espécie central e seus ligantes em um complexo é 
conhecida como a estereoquímica do complexo. Estereoquímicas diferentes 
podem ser agrupadas de acordo com o número de coordenação (NC) da espécie 
central. 
 
 
 O arranjo dos ligantes ao redor do íon central, é influenciado, também, pelo 
tamanho do ligante, da natureza do ânion e em alguns casos do procedimento 
de síntese utilizado. Os principais fatores que influem na distribuição dos ligantes 
ao redor do átomo central são a repulsão mútua entre os ligantes e os 
impedimentos estéricos dos ligantes polidentados. Estes fatores revestem-se de 
importância especial devido à natureza da ligação átomo central-ligante. 
 Existem outras leis que explicam as ligações entre o metal e os ligantes que 
são, a TLV (Teoria de Ligação de Valência), esta teoria se explica as estruturas 
e propriedades magnéticas de complexos metálicos. TCC (Teoria do Campo 
Cristalino) e TOM (Teoria do Orbital Molecular). 
 Teoria de ligação de valência: A teoria considera que átomos em moléculas 
se comportam como átomos isolados exceto para um ou mais elétrons – elétrons 
de valência – da camada externa de um átomo que permanece na camada 
externa de outro átomo. Esta teoria explica as estruturas e propriedades 
magnéticas de complexos metálicos. 
 Teoria do campo cristalino: Explicar a ligação entre um íon central e os 
ligantes da seguinte forma: um íon com um certo valor para o seu número de 
oxidação pode receber um número de ligantes compatível com a relação entre 
raio do metal e raio do ligante, e adquirir uma configuração que torna mínima a 
repulsão entre os ligantes. A estabilidade final do íon complexo resulta mais da 
atração entre o metal e os ligantes do que da repulsão entre os ligantes. 
 Teoria do orbital molecular: Descreve mais precisamente a interação dos 
átomos que formam as moléculas e a distribuição dos elétrons dentro dos 
átomos. Esta teoria também assume que uma nova série de orbitais é criada 
(orbitais moleculares) quando átomos se interagem durante a formação de 
ligação. 
 
 
 
 
 
Objetivos: 
 Introduzir o conceito de compostos de coordenação, o conceito de sítio 
de coordenação do metal, o conceito de ligante e competição entre 
ligantes; 
 Verificar o comportamento de diversos complexos metálicos em solução 
aquosa na presença de diferentes ligantes; 
 
Materiais e Reagentes: 
 Tubo de ensaio; 
 Pipeta graduada de 1,0,5,0 e 10,0 mL ; 
 CuSO4 0,1 mol/L; 
 Ácido clorídrico (HCl) P.A; 
 Amônia (NH3) P.A; 
 Água deionizada; 
 Cloreto de cobalto 3%; 
 Na₂C₂O₄ 0,125 mol/L 
 NaF 0,25 mol/L 
 FeCl3 0,10 mol/L 
 NaF 0,25 mol/L 
 KSCN 0,10 mol/L 
 AgNO3 0,10 mol/L 
 NaCl(aq.) 
 KI (aq.) 
 
 
 
 
PROCEDIMENTO: 
 
1) Complexo de Cobre ll 
a) Em um tubo de ensaio adicionou-se 1,0 mL de solução de sulfato de cobre ll 
0,1 mol/L. Em seguida, na capela, adicionou-se a esse tubo, solução aquosa de 
amônia concentrada. Observou-se a coloração da solução. Adicionou-se água 
deionizada lentamente e observou-se a coloração. 
b) Em um tubo de ensaio contendo1, 0 mL de solução de sulfato de cobre ll 0,1 
mol/L adicionou-se na capela, acido clorídrico concentrado. Observou-se o efeito 
da adição do ácido e posteriormente adicionou-se agua deionizada observando-
se a coloração. 
 
2) Complexo de Cobalto ll 
a) Transferiu-se para um tubo de ensaio 0,5 mL de solução aquosa de cloreto de 
cobalto ll. Na capela adicionou-se cuidadosamente acido clorídrico concentrado 
ao tubo e observou-se a coloração do mesmo. Após isso, adicionou-se agua 
deionizada e observou-se o efeito. 
b) Transferiu-se 1,0 mL de solução aquosa de cloreto de cobalto ll para um tubo 
de ensaio. Adicionou-se 2,5 mL de uma solução aquosa de oxalato de sódio 
(Na2C2O4) 0,125 mol/L. reservou-se a fim de compará-lo com o experimento “2d”. 
c) Em um tubo de ensaio contendo 1,0 mL de solução de cloreto de cobalto ll , 
adicionou-se 2,5 mL de solução aquosa saturada de tiocianato de 
potássio(KSCN) e observou-se a coloração. Reservou-se o tubo para compará-
lo com o experimento “2d”. 
 
d) Em um tubo de ensaio contendo 1,0 mL de solução aquosa de cloreto de 
cobalto ll adicionou-se 2,5 mL de solução aquosa de oxalato de sódio 0,125 
mol/L. Ao mesmo tubo aliciou-se 2,5 mL de solução concentrada de tiocianato 
de potássio e observou-se. O experimento foi feito trocando-se a ordem de 
adição dos ligantes tiocianato e oxalato. Comparou-se com os tubos dos 
experimentos “2b” e “2c”. 
 
3) Complexo de Ferro III 
a) Transferiu-se 0,5 mL de uma solução aquosa de cloreto férrico 0,10 mol/L 
para três tubos de ensaio. Adicionou-se 2,0 mL de solução aquosa de oxalato de 
sódio 0,125 mol/L, 2,0 mL de solução aquosa de fluoreto de sódio 0,25 mol/L e 
2,0 mL de água deionizada respectivamente. Observou as colorações formadas 
em cada tubo. 
Ao três tubos adicionou-se gota a gota solução de tiocianato de potássio 
0,10mol/L até que houvesse mudança na coloração em cada tubo. 
b) Transferiu-se para dois tubos de ensaio 0,5 mL de solução aquosa de cloreto 
férrico 0,10 mol/L e 2 mL de uma solução de oxalato de sódio 0,125 mol/L. 
Constatou-se a mudança de coloração dos tubos de ensaio. Inseriu-se em 
seguida 2,0 mL de solução de fluoreto de sódio 0,25 mL em um deles. 
Observou-se a coloração formada no tubo de ensaio. 
 
c) Transferiu-se para dois tubos de ensaio 0,5 mL de solução aquosa de cloreto 
férrico 0,10 mol/L e 2,0 mL de uma solução aquosa de fluoreto de sódio 0,25 
mol/L. Observou-se a coloração das espécies. Em um tubo de ensaio inseriu-se 
2,0 mL de solução de oxalato de sódio 0,125 mol/L e no outro 2,0 mL água 
deionizada. 
Comparou-seos resultados obtidos com os ensaios “3b” e “3c”. 
 
 
 
 
4- Complexo de Prata 
 
a) Colocou-se cinco gotas de uma solução de nitrato de prata 0,10 mol/L e uma 
quantidade apreciável de água deionizada em dois tubos de ensaio. Com 
auxílio de uma pipeta adicionou-se 5 gotas de solução de cloreto de sódio 
saturada nos dois tubos. Observou-se a formação do precipitado. 
 
b) Em um dos tubos contendo o precipitado, continuou adicionando a solução 
de cloreto de sódio, lentamente, agitando vagorosamente o tubo de ensaio. 
Posteriormente adicionou-se uma gota de solução a 0,10 mol/L de nitrato de 
prata e observou-se. 
 
c) Inseriu-se algumas gotas de solução concentrada de amônia ao outro tubo 
contendo precipitado da experiência “4a”. Contou-se o número de gotas 
adicionadas no mesmo. O procedimento foi feito na capela. 
 
d) Em um tubo de ensaio colocou-se cinco gotas de nitrato de prata e 
acrescentou-se cerca de 1,0 mL de água deionizada. Inseriu-se de três a 
cinco gotas de iodeto de potássio para formação de um precipitado. Na 
capela, adicionou-se ao tubo o mesmo número de gotas de solução aquosas 
concentrada de amônia utilizada no procedimento “4c” e observou-se. 
Comparou-se os resultados dos ensaios “4c” e “4d”. 
 
 
 
 
 
 
 
 
Resultados e Discussão 
1.1 Complexo de cobre ll 
a) A solução de sulfato de cobre apresenta coloração azul. Ao adicionar a amônia 
concentrada a coloração ficou violácea. Isso Ocorre porque há competição entre 
os ligantes H2O e NH3. Ao adicionar agua deionizada a coloração ficou azul 
(jeans). 
 
 
[Cu (H2O)4]2+ + 4NH3 [Cu(NH3)4] 2+ + 4H2O 
 rosa violáceo 
A amônia é um ligante mais forte que a água. O desdobramento do complexo 
[Cu (NH3)4]2+ é maior e seu comprimento de onda absorvida é menor. 
 
 
2.1 Complexos de cobalto ll 
a) A solução de cloreto de cobalto é rosa claro, ao adicionar o acido clorídrico 
concentrado a solução ficou azul. O excesso de cloreto forma o íon tetraédrico 
de cor azul [CoCl4]2- segundo a reação reversível: 
[Co (H2O)6]2+ + 4Cl- [CoCl4]2- +6 H2O 
 rosa azul 
Ao adicionar água, a coloração ficou um rosa mais claro. Isso acontece porque 
o ligante H2O é mais forte que o cloreto (Cl-), na série espectroquímica. 
O íon Co2+ forma mais complexo tetraedro que qualquer outro íon de metal de 
transição. Isso se deve ao fato de possuir um pequeno desdobramento dos 
níveis de energia, formando um campo ligante fraco. 
 
b) Ao adicionar o oxalato de sódio à solução de cloreto de cobalto ll, a solução 
rosa ficou rosa mais claro. Os ligantes bidentados como o oxalato, são bem 
estáveis, quando comparado com outros ligantes como a água (monodentado). 
O efeito quelato desse íon (C2O42-) remove o centro metálico da vizinhança 
quando o átomo doador se desprende. Se uma das pontas do ligante bidentado 
se soltar, o átomo não fica livre, pois a outra ponta do ligante que está presa não 
deixará esse átomo doador ir muito longe. Ainda assim a outra ponta do ligante 
que está livre tem a possibilidade se se ligar novamente ao centro metálico. 
 
 [Co (H2O)6]2+ + C2O42- [Co(C2O42- )3]-4 + 6H2O 
 rosa rosa 
O ligante C2O4 favorece campo forte e spin baixo, ou seja, os elétrons são 
emparelhados nos orbitais T2g antes de ocupar os orbitais eg. A interação entre 
o centro metálico e os ligantes é mais forte. 
Ao adicionar água, manteve a coloração rosa mais claro, ocorrendo apenas uma 
diluição. 
 
c) Ao adicionar o tiocianato de potássio a solução rosa do cloreto de cobalto ll 
ficou violeta. 
 
[Co (H2O)6]2+ +4NCS [Co(NCS)4]2- 
 Rosa violeta 
Segundo a classificação de Pearson, o Co2+ é um ácido duro e quando se 
encontra com o tiocianato, tem preferencia pela ligação com o Nitrogênio, que é 
uma base dura, espécies com maior atração núcleo-elétron, interações 
eletrostáticas. A cor muda porque há mudança no ligante. O ligante NCS- 
favorece campo forte, de spin baixo, que apresenta um maior desdobramento. 
Esse ligante de campo forte cria uma grande diferença de energia entre os 
orbitais t2g e eg e quanto maior o desdobramento, menor o comprimento de onda, 
(entre 400 e 430 nm) coloração violeta. 
 
d) Ao adicionar a solução de tiocianato de potássio ao tubo contendo o cloreto 
de cobalto, a coloração ficou violeta. Em seguida ao adicionar o oxalato ao 
mesmo tubo, a solução puxou para o rosa mais escuro, coexistindo os íons 
ligantes. Porem ficou mais com a coloração com o oxalato que o tiocianato. 
Mesmos quando se inverteu a ordem dos ligantes, (C2O4 e SCN) observou-se 
que a coloração puxou para o complexo de oxalato. O desdobramento no oxalato 
é maio que o tiocianato, favorecendo a formação do complexo. 
 
3.3 Complexos de ferro III 
a) A solução aquosa de cloreto férrico apresentou uma coloração amarela 
límpida ao adicionar oxalato de sódio a 0,125 mol/L, fluoreto de sódio 0,25 mol/L 
e água deionizada apresentou respectivamente as seguintes colorações: 
 
 [Fe (H2O)6]-3 + C2O4-2 [Fe(C2O4)3]3- + 6H2O 
 amarelo verde escuro 
 [Fe (H2O)6]-3 + 6F- [Fe(F)6]3- + 6H2O 
 amarelo incolor 
 [Fe (H2O)6]-3 + H2O [Fe(H2O)6]-3 + 7H2O 
 amarelo amarelo 
 
Ao adicionar gota a gota de solução de tiocianato de potássio a cada tubo 
constatou-se que o tubo de ensaio que continha água foi ao primeiro mudar, o 
tubo que continha oxalato e fluoreto não mudaram sua colorações. 
 
Fe (H2O)6]-3(aq) + SCN- (aq) [Fe(SCN)3]-3 + 6H2O 
Ao adicionar o tiossulfato de potássio ao tubo de ensaio contendo água a 
coloração mudou para vermelho sangue. Isso porque anteriormente quando 
tinha cloreto férrico em solução, os íons Fe 3+ dissociados estavam coordenados 
com H2O formando íon hexaquaferro (III), que ao adicionar íons (SCN-) no meio 
ocorreu a substituição de ligantes. 
 O complexo coordenado com ligantes tiociano (ligante ambidentado), um 
ligante de campo mais forte que a água, fazendo com que ocorra alteração da 
sua coloração. 
[Fe(C2O4)3]-3+ + 3SCN- + 3H2O [Fe(SCN)3 (H2O)3 ]+ + 3C2O4 2- 
Quando inseriu-se o KSCN na solução que continha oxalato não houve mudança 
de coloração. Segundo a classificação de Pearson, o Fe3+ é classificado como 
ácido duro, que possui maior atração núcleo-elétron, ou espécie que possui 
maior interação eletrostática. Por possui maior polarizabilidade o SCN-, o enxofre 
no caso, apresenta maior polarizabilidade, o ferro preferencialmente irá se liga 
ao nitrogênio, pois possui o sitio mais duro, mas ao comparar o oxalato ele 
também possui dois sítios básicos onde estão localizados dois oxigênios, então 
o ferro irá preferir se ligar mesmo ao tiocianato visto que espécies de classe A 
se ligam ao (F-, O e N), segundo a classificação de Pearson. 
[Fe (H2O)6]-3 (aq) + 6 F- [FeF6]-3 + 6H2O 
A coloração que continha fluoreto de ferro não mudou, pode-se explicar através 
da sua transição eletrônica d-d pois é proibida. A regra de seleção Laporte 
estabelece que l, a variação no número quântico secundário para uma 
transição, deve ser igual +- 1, mas l=0 no caso da transição d-d. No [FeF6]-3 as 
transições eletrônicas também são proibidas por spin, pois a promoção de um 
elétron deve ser acompanhada por uma inversão de seu spin. Logo a 
probabilidade de isso ocorrer é muito pequena, fazendo com que esses 
compostos sejam pouco colorido ou incolor. 
 
b) Em dois tubos de ensaio contendo 0,5mL decloreto férrico 0,10 mol/L e 2,0 
mL de oxalato de sódio 0,125mol/L. Adicionou-se 2,0 mL de solução de fluoreto 
de sódio 0,125 mol/L ao tubo contendo cloreto férrico, ocorreu mudança de 
coloração de amarelo muito claro para incolor. Isso ocorreu devido a formação 
do complexo coordenado íon hexafluoroferrato (III). Segundo a ordem de força 
dos ligantes da série espectroquímica o flureto possui maior forças que os 
haletos, ocorrendo então a troca de ligantes. 
Podendo ser representada pela equação química abaixo: 
 
Fe(H2O)6]3+(aq) + 6F-(aq) [Fe(F)6]3- (aq) + 6H2O 
 
c) Ao transferir para dois tubos de ensaio 0,5 mL da solução de cloreto férrico e 
2,0 mL de fluoreto de sódio 0,25 mol/L. Observou-se uma coloração amarelada 
e verde clara respectivamente. Quando adicionou-se 2,0 mL de solução de 
oxalato de sódio o,125 mol/L em deles e comparou-se o resultados com as 
colorações obtidas nos procedimentos “3b” e “3c” percebeu-se que a coloração 
predominante foi a verde. 
Segundo a teoria do (TCC) as transições mais prováveis são aquelas que são 
permitidas enquanto transições de baixa polaridade são proibidas. As transições 
proibidas apresentam baixa intensidade de absorvância e complexos que 
apresentam transições proibidas, normalmente são incolores como [Fe(F)6]3- 
pois seu complexo octaédrico de d5 de spin alto e todas as transições eg ←t2g 
são proibidas, pois há necessidade de inversão do spin dos e-, logo o oxalato 
terá maior força de ligante ao se comparar com o haletos, resultando uma 
coloração verde. 
Pode-se explicar também pelo seus Kfs; 
[Fe(C2O4)3]-3 pKd= 20,2 
[FeF6]-3 pKd= 16,1 
Logo a espécie que possui maior constante é aquela que se formal 
preferencialmente, no caso o oxalato. 
 
 
4) Complexos de Prata 
a) Ao adicionar cinco gotas de uma solução de nitrato de prata 0,10 mol/L em 
1,0 mL de água deionizada, não houve mudança de coloração. Após inserir a 
solução saturada de cloreto de sódio, obteve-se a formação de um precipitado 
branco leitoso. Esse experimento foi feito em dois tubos de ensaio. 
NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl 
 
b) Um dos tubos contendo o precipitado do experimento “4 a” adicionou grande 
quantidade de excesso da solução saturada de cloreto de sódio e 
homogeneizando o tubo de ensaio. Com a adição de uma gota de nitrato de prata 
a solução não mudou. Visto que a concentração de cloreto de sódio era tamanha 
que a adição de uma gota de nitrato de prata não causaria a troca do ligante, 
deslocando o equilíbrio para formação do mesmo. 
 Ag+ + NO3 -+ Na+ + Cl- AgCl + NaNO3 
AgNO3 + NaCl AgCl + NaNO3 
 
c) No outro tubo contendo o precipitado da experiência “4 a” adicionou algumas 
gotas de solução aquosa concentrada de amônia P.A a solução solubilizou 
completamente o precipitado com adição de 9 gotas, formando o complexo 
diaminoargenato. 
AgCl + 2NH3 [Ag (NH3)2] + + Cl- 
 
 
d) Em um tubo de ensaio inseriu-se cinco gotas de nitrato de prata e 
acrescentou-se 1,0 mL de água deionizada. Ao adicionar cinco gotas de iodeto 
de potássio houve a formação de um precipitado leitoso amarelado. Neste 
precipitado inseriu-se a mesma quantidade de gotas de solução aquosa de 
amônia, utilizado no procedimento “4c”. Observou-se que o AgI não insolúvel na 
amônia concentrada. 
 
AgCl + 2NH3 [Ag(NH3)2] + + Cl- AgCl Kps= 1,82. 10-10 
 
 
AgI + 2NH3 [Ag (NH3)2] + I- AgI Kps= 8,3.10-17 
 
 
Segundo os cálculos abaixo: 
 
AgCl(s) Ag + (aq) + Cl- (aq) 
 
Kps= [Ag+] + [Cl-] 1,82. 10-10 = [S] . [S] 
 
S2 = 1,82.10-10 S= √1,82. 10 − 10= 1,34.10-5 mol/L 
 
 AgCl + 2NH3 [Ag (NH3)2] + Cl- 
 
Ínicio 1,0 - - 
-▲ - 2s + S +S 
Eq 1 – 2s +S +S 
 
Kc= Kps(AgCl)* Kf (Ag/[Ag (NH3)2])+ 
Kc= 1,8.10-10 . 10 7,2 = 2,85.10-3 
 
 
 
Kc= [Ag(NH3)2] . [Cl-] / [NH3]2 = 
 
2,85.10-3 = (S2) / (1- 2S)2 
 
√2,85.10 − 3 = S/ 1- 2S 
S= 4,8.10-2 mol/L 
 
AgI Ag+ + I- 
 
Kps= [Ag+] + [l-] 8,3.10-17 = [S] . [S] 
 
S2 = 8,3.10-17 S= √8.3 10 − 17= 9.11.10-9 mol/L 
 
AgI + 2NH3 [Ag (NH3)2] + I- 
 
Ínicio 1,0 - - 
- ▲ 2S +S +S 
Eq 1,0 – 2S +S +S 
 
Kc= Kps(Agl)* Kf (Ag/[Ag (NH3)2])+ 
Kc= 8, 3.10-7 X 107,2 =1,32.10 -9 
 
Kc= [Ag(NH3)2]. [l-] / [NH3]2 = 
1, 32.10-9 = (S2) / (1- 2S)2 
√132.10 − 9 = S/ 1- 2S 
S= 3,63. 10-5 
 
O Kps do cloreto de prata é 1, 8.10–10 e a constante de formação do complexo 
é 1, 7.10-7. O Kc para esta reação é 4, 8.10–2. A solubilização será favorecida 
apenas em concentrações elevadas de amônia. Aplicando o mesmo raciocínio 
ao iodeto de prata (Kps = 8, 3.10–17), se obterá uma constante de equilíbrio de 
3, 63.10-5. Portanto, a solubilização do iodeto de prata pela formação do íon 
complexo diaminprata(I) é altamente desfavorável. 
 
 
5.1 conclusão 
Podemos concluir, que nos complexos, as transições entre os orbitais d ou entre 
os ligantes e o centro metálico dão origem a sua coloração, e os comprimentos 
de onda podem estar relacionados com a magnitude de seu desdobramento do 
campo ligante. Como os ligantes de campo fraco absorvem radiação de baixa 
energia e alto comprimento de onda, correspondendo à luz vermelha por isso 
esse complexo tem cores próximas do verde. Já os ligantes de campo forte, 
apresentam desdobramentos maiores, absorvendo radiação de alta energia e 
baixo comprimento de onda, correspondendo ao violeta, formando complexos 
com cores mais próximas do laranja e do amarelo. 
Podem-se explicar as cores dos complexos também pelas transições internas do 
ligante, onde há a substituição de um ligante por outro mais forte, na serie 
espectroquimica, ou pela sua constante de dissociação, onde, quanto maior for 
pKd, maior será a interação do centro metálico e os ligantes. 
 
 
 
6.1 Bibliografia 
 
ATKIN&JONES; princípios de química, questionando a vida moderna e o meio 
ambiente, 5ºed. – Porto Alegre: bookman,2012 
Química A Ciência Central, Theodore L.Brown, H. Eugene Lemay Jr., Bruce E. 
Bursten, Julia R. Burdge,-São Paulo:Pearson Education,2003. 
Química Geral e reações químicas, vol. 2/ John C. Kotz, Paul M. Treichel, 
Gabriela C. Weaver – São Paulo: Cengage Learning, 2110.