Constantes de equil+¡brio para a forma+º+úo de complexos

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Universidade Federal de Minas Gerais 
Departamento de Química 
Disciplina: Química Inorgânica AI 
Professor: José Danilo Ayala 
 
 
 
 
 
 
 
 
Seminário sobre Complexos: 
 
• Estabilização Termodinâmica e Cinética 
• Cinética de Substituição Octaédrica 
• Efeitos do Campo Ligante e Velocidades de Reação 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
28 de junho de 2004 
 
Alaíse Junia Vieira Madureira 
Charles Bruno Torchia 
 
 
Estabilização termodinâmica e cinética 
 
Considerações Gerais: 
 
As estabilidades dos complexos são expressas em termos de suas constantes de 
formação: as constantes de formação expressam as forças das espécies que atuam como 
ligantes em relação à força da água quando esta atua como ligante. 
Constantes de equilíbrio para a formação de complexos 
Como ocorre em qualquer outra reação, a formação de um complexo metálico a 
partir de um íon metálico e um conjunto de pré-ligantes pode ser descrita por uma constante 
de equilíbrio. Na sua forma mais simples, uma reação de complexação pode envolver a 
reação dos íons metálicos não solvatados em fase gasosa com pré-ligantes gasosos, 
formando um complexo. Na prática e difícil estudar estas reações na fase gasosa e, 
normalmente, a formação dos complexos é estudada em solução, freqüentemente em água. 
Isto complica a situação já que o solvente, no caso a água, também pode funcionar como 
ligante, de modo que a formação de um complexo envolverá o deslocamento do solvente da 
esfera de coordenação do íon metálico pelo pré-ligante. 
 Nas reações de complexação, normalmente o solvente encontra-se em excesso 
considerável, de modo que sua concentração permanece praticamente constante. Desta 
forma, nos caso que não se tem interesse na reatividade do solvente coordenado, é possível 
simplificar as considerações referentes à formação dos complexos omitindo o solvente da 
descrição do equilíbrio. Nestes casos, a formação de um complexo a partir de um íon 
metálico e um pré-ligante, L, de acordo com a equação abaixo: 
 
[M(H2O)x]2+ (aq) + L [M(H2O)(x-1)(L)]2+ (aq) +H2O (aq) 
 
A equação anterior pode ser simplificada de modo que o solvente e a carga no complexo 
sejam omitidos: 
 
M + L ML 
 
 A constante de equilíbrio do processo mostrado na equação acima é conhecida 
como constante de estabilidade. Os termos constante de formação e constante de ligação 
algumas vezes são também empregados neste contexto. A constante de estabilidade pode 
ser definida em termos das concentrações, assumindo-se que os coeficientes de atividade 
são iguais à unidade, o que é aceitável, em se tratando de soluções diluídas de força iônica 
elevada. A constante de estabilidade, K1, da reação mostrada na equação acima é dada pela 
equação: 
 
 K1 = [ML]/[M][L] 
 
De modo semelhante, nos casos das adições subseqüentes de L ao M, as demais constantes 
de estabilidade, K2 a Kn podem ser definidas de acordo com as equações abaixo: 
 
Para ML + L ML2 , K2 é definida por: 
 
K2 = [ML2]/[ML][L] 
 
E assim por diante até ML(n-1) + L MLn, com: 
 
Kn = [MLn]/[MLn-1][L] 
 
As constantes de estabilidade K1 a Kn são conhecidas como constantes de estabilidade 
seqüenciais e representam os equilíbrios envolvidos na adição seqüencial de um ligante ao 
metal. Entretanto, também é possível descrever as constantes de equilíbrio para a reação 
global envolvendo mais do que um ligante. São conhecidas como constantes de estabilidade 
globais e são descritas pelo símbolo β, com um índice que indica o número de ligantes 
envolvidos, como mostrado nas equações abaixo: 
 
Para M + L ML β1 = [ML]/[M][L] 
Para ML +2L ML2 β1 = [ML2]/[M][L]2 
e assim por diante 
M +nL MLn βn = [MLn]/[M][L]n 
 
 
A constante de formação global é o produto das constantes intermediárias: 
βn=K1K2K3...Kn 
 A magnitude da constante de formação é uma reflexão direta do sinal e da 
magnitude da energia de Gibbs de formação. Normalmente é observado que as constantes 
de formação sucessivas encontram-se na ordem K1>K2>K3...>Kn. Esta tendência geral pode 
ser explicada considerando o decréscimo no número de moléculas de água ligante 
disponíveis para substituição na etapa de formação, como em: 
 
M(H2O)5L + L M(H2O)4L2 + H2O 
 
Comparada com 
 
M(H2O)4L + L M(H2O)4L3 + H2O 
 
 Esta seqüência reduz o número de ligantes disponíveis para substituição à medida 
que n aumenta. De modo oposto, o aumento do numero de ligantes L, aumenta a 
importância da reação inversa à medida que n aumenta. Deste modo, a entalpia da reação 
fornecida não é em grande parte afetada, as constantes de equilíbrio encontram-se 
progressivamente em favor dos reagentes n. Fisicamente, o decréscimo nas constantes 
intermediarias de formação reflete a mudança de entropia desfavorável à medida que os 
ligantes livres são imobilizados pela coordenação. 
 O inverso da relação, Kn< Kn-1 , usualmente é uma indicação de mudança maior na 
estrutura eletrônica do complexo à medida que mais ligantes são adicionados. Um exemplo 
é o complexo tris(bipiridina) de Fe(II), surpreendentemente estável comparado com o 
complexo bis. Esta observação pode estar relacionada com a mudança de um campo fraco 
no complexo bis (presença de água coordenada), t42ge2g, para a configuração de campo forte 
no complexo tris, t62g. 
 
 
Fatores que influenciam : 
 
1 Tamanho e Carga ( Ácidos e Bases Duros ou Moles) 
Inúmeras constantes de estabilidade foram medidas e os resultados destes estudos mostram 
algumas tendências gerais. Uma delas é que alguns tipos de átomos dadores formam 
ligações mais fortes com alguns íons metálicos. Ou seja, seus complexos com determinados 
íons metálicos possuem constantes de estabilidade maiores do que seus complexos com 
outros íons. Isso permite classificar os íons metálicos de acordo com o tipo de ligantes com 
os quais eles formam ligações mais fortes. Os metais que formam ligações mais fortes com 
o átomo doador O pertencem a classe A e são chamamos de íons metálicos duros, enquanto 
que aqueles que formam ligações mais fortes com os átomos doadores S ou P pertencem a 
classe B e são chamados íons metálicos moles. Existe também um grupo de íons que exibe 
comportamento intermediário. Normalmente os íons metálicos da classe A são os cátions 
menores e de maior carga. Estes formam ligações mais fortes com bases duras, as quais 
contem os átomos doares eletronegativos menores, O, N ou F, No outro lado da escala 
encontram-se os íons metálicos moles, ou seja, os íons metálicos maiores e mais 
polarizados, muitas vezes em estados de oxidação mais baixos. Estes íons são ácidos moles 
e formam ligações mais fortes com base moles , as quais contem átomos doadores mais 
polarizáveis e menos eletronegativos, como S, Se, P ou As. A classificação de átomos 
metálicos e átomos doadores do ligante segundo a sua moleza ou dureza é um conceito 
qualitativo útil pois serve como guia quando se deseja prever quais ligantes serão mais 
adequados para formar um complexo com determinado ion metálico. Em geral, os ligantes 
fosfina ou tiolato estabilizam os estados de oxidação mais baixos, como Rh+, Ir+, ou Cu+; 
ao passo que os íons F- ou oxido estabilizam os íons metálicos em seu maior estado de 
oxidação, permitindo por exemplo o isolamento do complexo do Co4+ [CoF6]2-. 
... 
2. Energia de Estabilização do Campo Cristalino 
 A energia de estabilização do campo cristalino (EECC) mostra um importante 
aspecto nas estabilidades dos complexos de metais de transição e parece ser responsável 
pela ordem natural de estabilidade dos complexos do primeiro período dos metais de 
transição. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gráfico 1- Os logaritmos das constantes de estabilidade para uma serie de complexos [ML6} como previsto pela teoria do 
campo cristalino. Sem os conceitos da TCC os valores esperados sofremum nítido acréscimo ao longo da linha tracejada. 
Resultados experimentais mostram dois máximos semelhantes a dois semi-círculos. 
 
 
3. Efeito Quelato 
Sabe-se que as constantes de estabilidade dos complexos contendo quelantes são maiores 
que aquelas dos complexos análogos que não contem quelantes. Essa observação é 
conhecida como efeito quelato. Um exemplo deste efeito é dado pelo valor 1010,6 para β2 
referente a formação do complexo [Cd(en)2}2+, o qual é cerca de 104 vezes maior que o 
valor de 106,52, para β4 referente a formação do complexo [Cd(NH2Me)4]2+. O efeito 
quelato pode ser entendido qualitativamente imaginando-se que a dissociação de um ligante 
unidentado leva a perda completa do ligante. Em contrapartida, quando uma das pontas de 
um ligante quelante se dissocia, o ligante ainda permanece ligado ao íon metálico pelo 
outro grupo doador, de modo que a possibilidade da ponte dissociada se recoordenar ao íon 
metálico é maior que a probabilidade do ligante quelato ser dissociado por um segundo ion. 
Considerações relativas à termodinâmica da formação destes complexos revela que o termo 
entrópico é a força direcionadora do efeito quelato. Em geral, parece que nos casos simples 
como o do exemplo a seguir, a entropia é a causa mais provável do efeito quelato. Nestes 
complexos de Cd existem quatro ligações Cd-N em cada caso, e a diferença principal é o 
efeito entrópico da dissociação de duas moléculas adicionais quando se substituem quatro 
ligantes MeNH2 por dois ligantes en . 
 
4. Efeitos estéricos: 
Os efeitos estéricos possuem uma influencia importante nas constantes de formação. 
Particularmente eles são importantes na formação do quelato porque o fechamento do anel 
pode ser geometricamente difícil. Os anéis quelatos com cinco membros geralmente são 
muito estáveis. Anéis de seis membros são razoavelmente estáveis e podem ser favorecidos 
se sua formação resulta em deslocalização eletrônica. 
Complexos contendo ligantes quelantes com estruturas eletrônicas deslocalizadas podem 
ser estabilizados por efeitos eletrônicos em adição às vantagens de entropia. Por exemplo, 
os ligantes diimina, tais como bipiridina e fenantrolina, são confinados para formar anéis de 
cinco membros com o metal. A grande estabilidade de seus complexos é provavelmente um 
resultado de sua habilidade para atuar como receptores π tão bem como doador σ, e formar 
ligações π pela sobreposição dos orbitais preenchidos do orbital d e os orbitais vazios do 
anel π*. Esta formação da ligação é favorecida pela população eletrônica dos orbitais t2g do 
metal, que permite o átomo metálico atuar como doador π e doar a densidade eletrônica aos 
anéis ligantes. Um exemplo é o complexo [Ru(bipy)3]2+. O ângulo pequeno da mordida 
imposto por estes ligantes distorce o complexo da simetria octaédrica. 
 
 A série de Irving-Williams resume as estabilidades relativas dos complexos 
formados por íons M2+ da primeira serie d. 
 O gráfico a seguir é obtido quando o logKf é colocado em um gráfico para 
complexos de ions M2+ para a primeira série d. Esta variação está resumida pela serie de 
Irving- Williams por ordem de constantes de formação. Para cátions M2+: 
 
Ba2+<Sr2+<Ca2+<Mg2+<Mn2+<Fe2+<Co2+<Ni2+<Cu2+<Zn2+ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gráfico 2- Variação das constantes de formação para íons da série de Irving-Williams 
 
 A ordem é relativamente insensível a escolha dos ligantes. 
Em princípio o aumento da estabilidade progride de íons metálicos de raios grandes àqueles 
de raios menores, o que sugere que a série de Irving-Williams reflete os efeitos 
eletrostáticos. No entanto, para os íons que seguem o Mn2+ há um aumento acentuado no 
valor de Kf, para Fe(II), d6; Co(II),d7; Ni(II), d8 e Cu(II),d6. Estes íons experimentam uma 
estabilização adicional proporcional às energias de estabilização do campo cristalino. 
Entretanto há uma exceção importante: a estabilidade dos complexos de Cu(II) é maior que 
as do de Ni(II), apesar do Cu(II) possuir um elétron adicional antiligante eg. Esta anomalia 
é conseqüência da influencia estabilizante do efeito Jhan-Teller, que resulta em uniões 
fortes dos quatro ligantes no plano do complexo de Cu(II) tetragonalmente destorcido, e 
que a estabilização excede o valor de Kf. As posições axiais distorcidas são mais 
fracamente ligadas. 
 
 
Substituição em Complexos Octaédricos 
 
Os íons metálicos possuem uma classificação baseada na velocidade de substituição 
de H2O coordenada: 
 
Classe I – A substituição da água é extremamente rápida. São os complexos dos metais 
alcalinos e alcalinos terrosos. 
Classe II – a substituição da água é rápida. São os complexos dos metais de transição 
dipositivos (M2+) e lantanídeos tripositivos. 
Classe III – A substituição de água é relativamente lenta. São os complexos dos metais de 
transição tripositivos. 
Classe IV - A substituição da água é lenta. São os complexos inertes – Cr3+,Ru3+ e Pt2+. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gráfico 3- Constantes de velocidade de substituição de água para cátions solvatados. 
 
O efeito trans ilustra a importância do estudo dos mecanismos para reações de 
substituição em complexos. Antes de continuar com a discussão de mecanismos, a distinção 
entre termodinâmicos Estável e Instável e os termos Lábil e Inerte serão esclarecidos. 
Considere os seguintes complexos ciano: [Ni(CN)4]2-, [Mn(CN)6]3-, e [Cr(CN)6]3-. Todos 
esses complexos são extremamente estáveis sob ponto de vista termodinâmico, já 
cineticamente, eles são completamente diferentes. Se a velocidade de transferência de 
carbono radioativo em cianetos marcados é medida, nós temos que apesar da estabilidade 
termodinâmica, um desses complexos troca cianeto ligante muito rapidamente (Lábil), um 
segundo é moderadamente lábil, e somente [Cr(CN)6]3- pode ser considerado inerte: 
 
 [Ni(CN)4]2- + 414CN- → [Ni(14CN)4]2- + 4CN- (t1/2 ≈ 30s) 
 [Mn(CN)6]3- + 614CN- → [Mn(14CN)6]3- + 6CN- (t1/2 ≈ 1h) 
 [Cr(CN)6]3- + 614CN- → [Cr(14CN)6]3- + 6CN- (t1/2 ≈ 24 dias) 
 Os termos lábil e inerte são obviamente relativos, nem todos os químicos o usam de 
forma idêntica. Uma boa regra é que os complexos que são completamente reativos dentro 
de aproximadamente um minuto à 250C pode ser considerado lábil e aqueles que demoram 
mais podem ser considerados inertes. 
 O mecanismo de intercambio tem um papel central na discussão da substituição 
octaédrica. Mas a etapa determinante da velocidade é a associativa ou a dissociativa? A 
análise das leis de velocidade para as reações que ocorrem por tal mecanismo ajuda a 
fornecer as condições precisas para distinguir estas duas possibilidades e identificar a 
substituição como Ia (intercambio associativo) ou Id (intercambio dissociativo). A diferença 
entre as duas classes de reação depende se a etapa determinante da velocidade é a formação 
da ligação nova Y....M ou a quebra da ligação velha M.....x. 
 
 10-6 10-2 102 106 1010
Leis de Velocidade e sua Interpretação 
 A lei de velocidade de uma substituição octaédrica por um mecanismo de 
intercambio normalmente é consistente com um mecanismo Eigen-Wilkins. Nesse 
mecanismo um par iônico é formado numa etapa de pré-equilibrio. Então este complexo se 
rearranja para formar os produtos. 
 
O Mecanismo De Eigen-Wilkins 
 A primeira etapa no mecanismo de Eigen-Wilkins é um encontro em que o 
complexo ML6 e o grupo de intrada Y difundem e entram em contato. Eles também podem 
separar em velocidades limitadas por difusão (isto é, a uma velocidade governada pela sua 
habilidade de migrar por difusão através do solvente), e o equilíbrio 
 
ML6 + Y ML6Y Ke = [{ML6,Y}][ML6][Y] 
 
é estabelecido, onde [ML6,Y] simboliza o par iônico. Como nos solventes ordinários o 
tempo de vida de um encontro difusional é de aproximadamente 1 ns, a formação de um par 
iônico pode ser tratada como um pré-equilíbrio em todas as reações que levam mui to mais 
do que alguns nanossegundos. Um caso especial surge se Y é o solvente. Então o 
equilíbrio de encontro está saturado no sentido que , uma vez que o complexo está sempre 
rodeado pelo solvente, uma molécula de solvente está sempre disponível para tomar o lugar 
de um que deixa o complexo. 
 
 A segunda reação é a etapa determinante de velocidade do complexo de encontro 
para gerar produtos: 
 
[ML6,Y] → Produto velocidade = k [{ML6,Y}] 
 
 Quando a equação de equilíbrio é resolvida para a concentração de ML6Y e o 
resultado, substituído na lei de velocidade para a etapa determinante de velocidade a lei de 
velocidade global é 
 
Velocidade = kKE[C]tot[Y] 
 1 + KE[Y] 
 
Onde [C]tot representa a soma das concentrações molares de todas as espécies de 
complexos. Um exemplo é a reação 
 
[Ni(OH2)6]2++ NH3 {[Ni(OH2)6]2+, NH3} 
 
com a constante de equilíbrio KE e 
 
{[Ni(OH2)6]2+, NH3} → [Ni(OH2)5 NH3]2++ H2O 
 
com constante de velocidade k; então 
 
velocidade = kKE[Ni2+]tot[NH3] 
 1 + KE[NH3] 
 
Raramente é possível conduzir experimentos sobre uma gama ampla de concentrações 
suficientes para testar a lei de velocidade na equação acima exaustivamente. Entretanto, em 
concentrações baixas do grupo de entrada, tal que KE[Y] < 1 a lei de velocidade se reduz à 
segunda ordem de 
 
Velocidade = kobs[C]tot[Y] kobs = kKE. 
 
 Como kobs pode ser medido e Ke pode ser medido ou estimado como descrevemos a 
seguir, a constante de velocidade k pode ser encontrada de kobs /KE. A variação muito 
pequena em k indica uma reação modelo de Id com resposta muito desprezível à 
nucleofilicidade do grupo de entrada. 
 No caso especial que Y é o solvente e o equilíbrio de encontro está saturado, 
Ke[Y]>1 e kobs = k . então, reações com o solvente podem ser comparadas diretamente a 
reações com outros ligantes de entrada sem necessitar estimar o valor de KE. 
 
A equação de Fuoss-Eigen 
 A constante de equilíbrio KE para o par iônico pode ser estimada teoricamente com 
uma equação simples proposta independentemente por R.M. Fuoss e M.Eigen. Ambos 
buscaram levar em consideração o tamanho e a carga da partícula, esperando que partículas 
maiores de cargas opostas se encontrassem mais freqüentemente do que íons pequenos de 
mesma carga. Fuoss usou uma abordagem baseada na termodinâmica estatística e Eigen 
usou uma baseada na cinética. Seu resultado, que é chamado de equação de Fuoss-Eigen, é 
 
KE = 4/3πa3NAe-V/RT 
 
 Nessa expressão a é a distancia de maior aproximação, V, a energia potencial 
coulombiana (z1z2e2/4πεa) dos íons naquela distancia, e NA é a constante de Avogrado. 
Embora o valor previsto por essa equação dependa fortemente dos detalhes das cargas dos 
raios dos íons, geralmente favorece o encontro se os reagentes são grandes (assim a é 
grande) e de carga oposta (V negativo). 
 
Efeito do campo ligante nas velocidades de reação 
 
 Foi observado que as energias de rede de compostos de metais representativos, bem 
como de metais de transição com configuração d0, d5 (spin alto) e d10, podem ser calculadas 
com muito mais precisão do que no caso dos compostos de metais de transição com outras 
configurações. Está claro portanto, que os cálculos mais precisos são para situações em que 
a EECC = 0. Nos outros casos, a EECC vai aumentar a estabilidade do composto. 
 A figura abaixo mostra os valores experimentais das energias de rede dos cloretos 
octaédricos dos íons divalentes, todos de spin alto, da primeira série de transição. Em vez 
de um aumento gradual de valores de |∆Hrθ| a ser esperado diante da diminuição gradual 
nos valores de raios atômicos ao longo de um período, o que se observa é uma curva 
ondulada. Há dos máximos nas regiões de V2+(d3) e Ni2+(d8), cujas configurações 
correspondem às maiores EECCs . 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gráfico 1- Os logaritmos das constantes de estabilidade para uma serie de complexos [ML6} como previsto pela teoria do 
campo cristalino. Sem os conceitos da EECC os valores esperados sofrem um nítido acréscimo ao longo da linha 
tracejada. Resultados experimentais mostram dois máximos semelhantes a dois semi-círculos. 
 
Se as EECCs forem subtraídas dos valores experimentais das energias de rede, os 
pontos resultantes se disporiam, dentro do erros experimentais, na linha tracejada da figura 
acima. 
Os complexos de íons metálicos da classe IV ( veja gráfico 3 no item Substituição 
em Complexos Ocaédrcos) são estabilizados em grande extensão pela energia de 
estabilização do campo cristalino: Co3+(2,4 ∆o, spin baixo) e Cr3+(1,2∆o). É claro que não é 
a energia de estabilização do campo cristalino absoluta que prevê a reação, mas a perda 
obre a formação do complexo ativado. A dificuldade aqui é obviamente, ao atribuir a EECC 
da atividade do complexo sem o conhecimento exato de sua estrutura. Na falta de tal 
conhecimento, aproximações podem ser feitas com base em estruturas conhecidas. Basolo e 
Pearson têm apresentado estudos para campos fortes e fracos de pirâmides quadradas 
(NC=5) e bipirâmides pentagonais (NC=7). Os valores são listados na tabela abaixo. Para 
íons metálicos tripositivos, a labilidade dos complexos de spin baixo são esperadas ao 
adicionar em ordem Co(III)<Cr(III)<Mn(III)<Fe(III)<Ti(III)<V(III). Considerações 
similares conduzem-nos a dizer que a labilidade para V(II) e Ni(II) que para Co(II), Cu(II), 
Fe(II) e Mn(II). 
 
Tabela- Mudança na EECC 
 Spin Alto Spin Baixo 
Sistema CN=5 CN=7 CN=5 CN=7 
.d0 0 0 0 0 
.d1 +0,57 +1,25 +1,28 +1,28 
.d2 +1,14 +2,56 +2,56 +2,56 
.d3 -2,00 -4,26 -4,26 -4,26 
.d4 +3,14 -1,07 -1,07 -2,98 
.d5 0 0 0 -1,70 
.d6 +0,57 +1,28 _4,00 -8,52 
.d7 +1,14 +2,56 +1,14 -5,34 
.d8 -2,00 -4,26 -2,00 -4,26 
.d9 +3,14 -1,07 +3,14 -1,07 
.d10 0 0 0 0 
Observações: Unidade Dq. Quantidades negativas referem-se à perda de LFSE e desestabilização do complexo. 
 
A diferença de labilidade entre complexos de metais isoeletronicos, embora do 
mesmo grupo, tais como aqueles de Ni(II) e Pt(II), podem ser relacionados aos efeitos do 
campo cristalino. Ni(II) pertence aos metais da classe II, enquanto Pt(II) pertence à classe 
IV. Ambos os íons possuem um orbital não ligante vazio, disponível para ocupação por um 
quinto grupo. Perda de LFSE da pesada Pt(II) vai ser proporcionalmente maior que para 
Ni(II). Geralmente observa-se que a labilidade cai para uma série análoga de compostos em 
ordem descendente de um grupo. 
Comparação de dispositivos com espécies tripositivas é difícil porque a velocidade 
de reação é afetada pela carga do íon metálico central. Com a alta carga fortalecendo as 
ligações metal-ligante e reduzido a labilidade. Na gráfico 3 ( veja item Substituição em 
Complexos Octaédricos), nós vemos que Ru(III) é menos lábil que V(II), Quando pares 
isoeletrônicos, tais como V(II)/Cr(III) ou Mn(II)/Fe(III), são considerados, a avaliação dos 
efeitos de carga é mais direta. Efeitos de carga são também vistos muito claramente em 
série de metais outros tipos de metais [AlF6]3->[SiF6]2->[PF6]>SF6, nos quais a labilidade 
cai na ordem mostrada com SF6 excepcionalmente inerte. 
 
 
Referências Bibliográficas: 
 
• Atkins, P. W. (Peter William Shrivar, D.F;); LANGFORD, Cooper Harold. Inorganic chemistry. 2nd ed. 
Oxford: Oxford University Press, 1994 819p. 
• Barros, H.L.C; “Química Inorgânica- Uma Introdução”; Editora UFMG,1992. 
• Basolo, F; “Coordination Chemistry- The Chemistry of Metals Complexes”-1964. 
• Huheey, JE; Keiter AA; & Keiter, RL; Inorganic Chemistry- Princeples of Structure 
and Reactivity-Harper Collins College Publisher (1993). 
• Jones, LE; “A Química dos Elementos dos blocos d e f ”; Bookman, 1962.