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

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 Co3+

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.

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)

Kompleks ion dengan pusat dB

memiliki empat ligan dengan

dengan bentuk persegi planar (B)

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 Co3+ 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 d8 ion logam dari persegi planar kompleks ion, digambarkan pada

Gambar 23.9B. d10 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 Co2+.

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)

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.

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 dsp2 yang menjadi pasangan

tunggal(merah) dari empat ligan CN-

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

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.

23.13 Orbital Hibrid dan ikatan ion [Cr(NH3)63+

didalam oktahedral. A)Teori ikatan valensi

yang menggambarkan ion [Cr(NH3)63+

.

B)Diagram orbital parsial yang

menggambarkan percampuran orbital dua 3d,

satu 4s, dan tiga 4p didalam Cr3+

untuk

membentuk hibrid enam d2sp

3+ yang diisi

dengan enam pasangan elektron tunggal

NH3(merah)

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 sp3 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 d8 biasanya memakai kompleks persegi

planar(23.14)

Kompleks tetrahedral ion logam yang memiiliki kulit d, seperti Zn2+ ([Ar]3d10), 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.

[Type a quote from the document or

the summary of an interesting point.

You can position the text box

anywhere in the document. Use the

Text Box Tools tab to change the

formatting of the pull quote text

box.]

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 dx2

-y2 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 Ti3+ 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 Mn2+ terisolasi ([Ar] 3d5) 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).