Destia Nur Fathana_21030112110056_Rabu1 - Teknik Kimia Undip

Senyawa Koordinasi
Aspek umum dari logam transisi adalah pembentukan dari senyawa koordinasi (kompleks).
Senyawa koordinasi ini setidaknya memiliki satu ion kompleks yang terdiri dari logam kation
yang terikat pada molekul anion, sering disebut Ligan.
23.9
W
Kompleks ion dengan pusat d B
memiliki empat ligan dengan
dengan bentuk persegi planar (B)
Pada gambar ini, ketika
[CO(NH3)6] padat, lalu larut.
Ion kompleks dan kontra ions
akan memisah. Tetapi masih
terikat pada ion logam. Enam
ligan disekitar ion logam
tersebut adalah ion kompleks
dengan bentuk okta-hedral (A)
Tipe senyawa koordinasi muncul pada gambar tersebut dengan senyawa koordinasi
[CO(NH3)6]Cl3 . Ion kompleksnya adalah [CO(NH3)6] 3+ , Molekul NH3 yang berikatan pada Co 3+
di pusat adalah Ligan. Senyawa koordinasi terlihat seperti elektrolit pada air, mengapa
demikian? ini dikarenakan ion kompleks dan ion kontra berpisah dengan yang lainnya.
Tetapi ion kompleks juga terlihat seperti ion poliatomik yaitu ligan dan pusat ion logam
tetap melekat.

Kompleks ion : Bilangan Senyawa, Geometri, dan Ligan
Ion kompleks digambarkan dengan ion logam dan bilangan, serta tipe ligan. Strukturnya
berhubungan dengan Tiga karakteristik, yaitu Bilangan senyawa, Geometri, dan Ligan.
Bilangan koordinasi
adalah jumlah ligan atom yang berikatan dengan pusat ion logam dan yang paling
spesifik dengan memberikan ion logam dalam keadaan oksidasi dan senyawa
tertentu. Bilangan koordinasi dari ion Co 3+ pada [CO(NH3)6] 3+ adalah 6, karena enam
ligan atom(N dari NH3) yang berikatan. Umumnya bilangan koordinasi dari ion
kompleks adalah 6. Tetapi 2 dan 4 juga sering ditemukan dan beberapa yang tinggi
juga masih ditemukan.
Geometri / Bentuk
Geometri tergantung pada ion kompleks dalam bilangan senyawa dan sifat dari ion
logam. Pada tabel 23.6 terlihat geometri asosiasi- diasosiasikan dengan bilangan
senyawa 2, 4, dan 6 dan beberapa contoh. Ion kompleks yang ion logamnya memiliki
bilangan koordinasi 2, seperti [Ag (NH3)2] + adalah linear dengan bilangan koordinasi 4
menyebabkan salah satu dari dua geometri yaitu persegi planar atau tetrahedral.
Kebanyakan d 8 ion logam dari persegi planar kompleks ion, digambarkan pada
Gambar 23.9B. d 10 diantaranya adalah ion kompleks tetrahedral. Bilangan koordinasi
6 bentuknya adalah oktahedral.
Donor atom per ligan
Ligan dari ion kompleks adalah molekul atau anion. Dengan mendonor satu atau
lebih atom maka akan menyumbang pasangan elektron ion logam untuk membentuk
ion kovalen.
Ligan diklasifikasikan dengan jumlah donor atomnya atau dengan
menggunakan logam ion yang berikatan pada pusat. Monodentate ligan seperti Cl -
dan NH3, menggunakan single donor atom. Bidentate menggunakan dua donor
atom, dimana masing-masing berikatan dengan ion logam. Polydentate
menggunakan tiga atau lebih donor atom.

Dari tabel terlihat bahwa beberapa ligan memiliki satu atau lebih donor atom,
masing-masing dapat menyumbang PEB(pasangan elektron bebas). Bidentate dan
polydentate ligan yang menimbulkan cincin dalam ion kompleks. Dalam hal ini, etilendiamin
(si disingkat menjadi en di dalam rumus) memiliki rantai dari empat atom (:N -- N -- N:)
sehingga membentuk cincin yang terdiri lima-anggota, dengan 2 elektron N menyumbang
ion logam.
Rumus dan nama senyawa koordinasi
Tiga aturan penting dalam menulis senyawa koordiansi yaitu,
1. Kation ditulis sebelum anion
2. Muatan kation (s) seimbang dengan muatan anion
3. Dalam ion kompleks, ligan netral ditulis sebelum ligan anionik, dan rumus untuk
seluruh ion ditempatkan dalam tanda kurung.
ion kompleks mungkin saja anion atau kation. kation kompleks itu memiliki ion kontra anion,
begitu juga dengan anion kompleks memiliki ion kontra kation. Sangat mudah untuk
mencari pusat ion logam. Contohnya pada K2[Co(NH3)2Cl4], Dua ion kontra K +
menyeimbangkan harga anion kompleks [Co(NH3)2Cl4] 2- , yang berisi dua molekul NH3 dan
empat Cl - sebagai ligan dan ion kompleks mempunyai harga sebesar 2 - , Jadi pusat ion logam
harus Co 2+ .
Harga ion kompleks = harga ion logam + total harga ligan
-2 = harga ion logam + [(2 X 0) + (4 X -1)]
Harga ion logam = 2 + -4
= -2
Nama senyawa koordinasi umumnya sistematis dengan aturan :
1. Nama kation ditulis sebelum nama anion

2. Dalam ion kompleks, nama ligan sesuaikan abjat, sebelum ion logam.
3. Ligan netral umumnya memiliki nama molekul, tapi ada bebrapa pengecualian. lihat
tabel (23.8). Ligan anionik membuang kata –ide. Contohnya fluoride untuk ion F -
menjadi fluoro.
4. Nomer awal, bisa menunjukkan ligan dari jenis tertentu. Misalnya, tetraamin
menunjukkan empat NH3
5. Dalam keadaan oksidasi ion logam ditulis dengan angka romawi.
6. Jika ion kompleks adalah anion, dibelakang nama logam ditambahkan –ate. Contoh
K[Pt(NH3)Cl5] dinamakan
potasium aminpentakloroplatinate
Sebuah Perspektif Sejarah: Alfred Werner dan Teori Koordinasi
Dia menyelidiki senyawa seperti seri kobalt ditunjukkan pada Tabel 23.10, yang
masing-masing berisi satu kobalt (lll) ion, tiga ion klorida, dan sejumlah tertentu molekul
amonia. Pada saat itu, 30 tahun sebelum ide orbital atom diusulkan, tidak ada teori
struktural dapat menjelaskan bagaimana beberapa senyawa mempunyai sifat yang berbeda.
Isomer dalam senyawa koordinasi
isomer adalah senyawa dengan rumus kimia yang sama tetapi berbeda sifat.

Isomer struktur: Atom sama terhubung berbeda
adalah dua senyawa dengan rumus yang sama, tetapi atom terhubung berbeda.
Senyawa koordinasi menunjukkan dua tipe isomer struktur. Melibatkan satu komposisi ion
kompleks, yang lain mendonor atom dari ligan.
1. Isomer Koordinasi
Terjadi ketika ion kompleks terganti, tetapi tidak senyawanya. Jenis isomer
terjadi ketika ligan dan kontra ligan merubah posisi, contohnya pada
[Pt(NH3)4Cl2](NO2)2 dan [Pt(NH3)4(NO2)2]l2. Senyawa pertama, ion Cl - adalah ligan dan
NO2 - adalah kontra ion, yang kedua kebalikannya.
2. Isomer hubungan
Isomer hubungan terjadi ketika komposisi ion kompleks tetap sama tetapi
keterikatan perubahan donor atom ligan. Beberapa ligan dapat mengikat ion logam
melalui salah satu dari dua donor atom. Contohnya, ion sianat, bisa menempel
dengan pasangan elektron bebas pada atom O (sianato, NCO : ) atau pada atom N
(isosianato, OCN : ) ; begitu juga ion tiosianat, menempel pada atom S atau atom N :
Stereoisomer: Pengaturan Tata Ruang berbeda Atom stereoisomer
Adalah senyawa yang mempunyai koneksi atom yang sama tapi, tetapi pengaturan
spasialyang berbeda dari atom.
1. Isomer Geometri (isomer cis-trans)
terjadi ketika atom atau sekelompok atom terjadi ketika atom atau kelompok atom
disusun berbeda relatif terhadap pusat ion logam ruang. Contoh, planar persegi
[Pt(NH3)2Cl2] memiliki 2 pengaturan yang menyebabkan perbedaan senyawa(23.11A).
Kompleks oktahedral juga menunjukkan cis-trans isomerisme (Gambar 23.11B).
2. Isomer Optikal (enantiomer)

terjadi ketika molekul dan gambar pencerminan tidak bisa mengisi ketika diputar. Tidak
seperti isomer jenis lainnya, isomer ini mempunyai sifat fisi yang sama. kecuali,arah
puteran yang masuk ke arah cahaya polarisasi.
Aplikasi ikatan valensi ke ion kompleks
Gambar isomer. (cis-trans) A,
isomer Cis dan trans pada
senyawa koordinasi persegi
planar [Pt(NH3)2Cl2]. B, isomer Cis
dan trans pada oktahedral ion
kompleks [Co(NH3)4Cl2] + . Bentuk
berwarna mewakili warna
sebenarnya dari spesies.
Teori ikatan valensi menjelaskan ikatan dan struktur senyawa golongan utama. Formasi pada ion
kompleks, berada pada lintas orbital yang ligannya diisi orbital ion logam kosong. Ligan (basa lewis)
menyumbangkan pasangan elektron dan ion logam (asam lewis) menerimanya untuk membentuk
salah satu ikatan kovalen dari kompleks ion.
3+
23.13 Orbital Hibrid dan ikatan ion [Cr(NH3)6
didalam oktahedral. A)Teori ikatan valensi
3+
yang menggambarkan ion [Cr(NH3)6 .
B)Diagram orbital parsial yang
menggambarkan percampuran orbital dua 3d,
satu 4s, dan tiga 4p didalam Cr 3+ untuk
membentuk hibrid enam d 2 sp 3+ yang diisi
dengan enam pasangan elektron tunggal
NH3(merah)
23.14 Orbital Hibrid dan ikatan ion [Ni(CN)4] 2-
didalam persegi planar. A) Teori ikatan valensi
yang menggambarkan ion [Ni(CN)4] 2 . B) Dua
pasangan tunggal elektron 3d berpasangan dan
satu 3d bebas orbital untuk hibridisasi dengan
4s dan empat orbital 4p untuk membentuk
orbital dsp 2 yang menjadi pasangan
tunggal(merah) dari empat ligan CN -

23.15 Orbital Hibrid dan ikatan ion - didalam
tetrahedral. A) Teori ikatan valensi yang
menggambarkan ion [Zn(OH)4] 2 . B)
percampuran orbital satu 4s dan tiga 4p
memberikan orbital hibrid empat sp 3 dan siap
untuk menerima pasangan tunggal (merah) dari
ligan OH -- .
Kompleks Oktahedral ion heksaaminekromium(III) adalah ilustrasi aplikasi teori kompleks
oktahedral (23.13)
Kompleks persegi planar ion logam dengan konfigurasi d 8 biasanya memakai kompleks persegi
planar(23.14)
Kompleks tetrahedral ion logam yang memiiliki kulit d, seperti Zn 2+ ([Ar]3d 10 ), biasanya bentuknya
kompleks tetrahedral. (bagian 23.15)
Pada gambar dimana warna komplementer muncul sebagai
potongan-potongan yang berlawanan satu sama lain, dua
lasannya yaitu,
menggambarkan atau mentransmisikan
menyerap cahaya dari warna komplementer
Dalam tabel 23.11 adalah daftar warna yang diserap dan diterima.

Lima orbital d dalam ligan oktahedral. Arah ligan mempengaruhi kekuatan tolakan elektron dalam
lima logam orbital d. A) kami berasumsi bahwa ligan mendekati ion logam sepanjang tiga sumbu
linear dalam orientasi oktahedral. B dan C lobus dari orbital dx 2 -y 2 dan dz 2 terletak langsung sejalan
dengan mendekati ligan, sehingga tolakan lebih kuat. D ke F lobes dari orbital dxz dan dyz terletak
antara ligan yang mendekat, sehingga tolakan lebih lemah.
Dalam diagram energi orbital menunjukkan bahwa lima orbital d yang lebih tinggi di bidang energi di
kompleks dalam pembentukannys daripada di ion logam bebas karena tolakan mendekatnya ligan,
tapi perpecahan energi orbital, dengan dua orbital d lebih tinggi dalam energi daripada tiga yang
lainnya (Gambar 23.18).
Pengaruh ligan pada pemisahan energi. ligan berinteraksi kuat dengan ion logam orbital d, seperti
CN, menghasilkan lebih besar dibandingkan interaksi bertindak lemah, seperti H2O. (gambar
23.19)

Gambar 23.20 adalah warna dari [Ti(H2O)6] 3+ A)Yang larut terhidrasi ion Ti 3+ adalah ungu. B)Sebuah
spektrum penyerapan menunjukkan bahwa panjang gelombang yang masuk sesuai dengan lampu
hijau dan kuning yang diserap, sedangkan panjang gelombang lain yang ditransmisikan C,. diagram
orbital menggambarkan warna diserap dalam eksitasi dari elektron d ke tingkat yang lebih tinggi.
Sifat magnetik dari kompleks logam transisi
Ketika semua orbital energi yang lebih rendah setengahnya penuh. elektron berikutnya dapat
memasukkan setengah penuh dan orbital berpasangan dengan mengatasi pasangan energi
tolak (Epairing), atau
memasukkan energi kosong lebih tinggi orbital dengan mengatasi pemisahan medan kristal
energi
Sebagai contoh,ion Mn 2+ terisolasi ([Ar] 3d 5 ) memiliki lima elektron tidak berpasangan dalam orbital
3d energi yang sama (Gambar 23.23A). Dalam bidang oktahedral dari ligan,energi orbital dibagi.
Kapasitas orbital dipengaruhi oleh ligan dalam dua cara:
1. Ligan medan lemah dan kompleks tinggi-spin.
2. Ligan medan kuat dan kompleks rendah-spin.
Medan kristal memisahkan kompleks tetrahedral dan persegi planar
Empat ligan disekitar ion logam disebabkan pemisahan orbital d, tetapi besar dan pola dari
pemecahan tergantung pada apakah ligan berada dalam tetrahedral atau pengaturan planar persegi.

Kompleks tetrahedral,
Dengan mendekati ligan pendatang dari tetrahedron, tidak satupun dari lima orbital d secara
langsung di jalan mereka (Gambar 23.25).
Kompleks persegi planar,
Efek dari medan ligan dalam kasus planar persegi lebih mudah membayangkan jika kita
membayangkan dimulai dengan geometri oktahedral dan kemudian menghapus dua ligan di
sepanjang sumbu z, seperti digambarkan pada Gambar (23.26).