senyawa koordinasi - Teknik Kimia UNDIP

SENYAWA KOORDINASI
Keistimewaan
dari ilmu kimia peralihan logam adalah rumus dari senyawa koordinasi
(kompleks). Ada unsur yang berisi paling sedikit satu ion kompleks, yang terdiri dari satu atom
pusat (kation) yang mengikat ligan ( anion). Untuk menjaga kenetralan muatan pada senyawa
koordinasi, ion kompleks secara khas berhubungan dengan ion lain atau disebut ion konter.
Suatu senyawa koordinasi khas tampak di Gambar 23.9A:
Senyawa koordinasi adalah [Co(NH3 )6] Cl 3, ion kompleks adalah [Co(NH 3 )6]3+ , enam NH 3
yang diikat oleh ion pusat Co 3+ adalah ligan, dan tiga ion Cl adalah ion konter.
Dengan demikian, seperti Gambar 23.9A menunjukan, 1 mol dari
[Co(NH 3 )6] Cl 3 adalah hasil dari 1 mol dari [Co(NH3 )6] ion dan 3 mol ion Cl.
Ion kompleks: Angka koordinasi, Geometri, dan Ligan
Suatu ion kompleks digambarkan oleh ion logam, angka dan jenis dari ligan.

bilangan koordinasi: adalah jumlah dari ligan atom yang diikat pada satu ion pusat.
Bilangan koordinasi dari Co
dari NH 3) terikat disini
3+
dalam [Co(NH 3 )6] adalah 6 karena enam atom ligan(N

Geometri (bentuk) dari ion kompleks bergantung pada bilangan koordinasi dan sifat
alami dari ion logam, Tabel 23.6 menunjukan geometri dengan angka koordinasi 2, 4,
dan 6 dengan beberapa contoh dari masing-masing.
Ion kompleks yang ion logamnya punya angka koordinasi 2, seperti
[Ag(NH 3)2] +,bentuknya yaitu linier.
Bilangan koordinas 4 punya 2 bentuk yaitu segi empat datar seperti[Ni(CN)4]2- dan
tetrahedral seperti [Zn(NH3)4]2+.
Bilangan koordinasi 6 punya bentuk oktahedral, seperti [FeCl6]3-

Donor atom per ligan. Ligan adalah molekul atau anion dengan satu atau lebih donor
atom yang masing-masing mendonorkan satu pasangan electron bebas ke ion logam
untuk membentuk satu ikatan kovalen. Karena mereka punya paling tidak satu pasang,
donor atom sering berasal dari Group 5A (l5), 6A (16), atau 7A (17).
Rumus dan Nama dari Senyawa Koordinasi
Ada tiga ketentuan penting untuk penulisan rumus dari senyawa koordinasi :
1. Kation ditulis sebelum anion.
2. Muatan dari kation (s ) diseimbangkan oleh muatan dari anion (s ).
3. Pada ion kompleks, ligan netral ditulis sebelum ligan anioni, dan rumus untuk
keseluruhan ion ditempatkan di kurung.
Keseluruhan ion kompleks bisa kation atau anion. Kation kompleks punya ion konter
anionic, dan anion kompleks punya ion konter cationic. Ini mudah untuk menemukan muatan dari
pusat ion logam.
Muatan dari ion kompleks = Muatan ion pusat + muatan penjumlahan dari ligan
2-
= Muatan ion pusat + [ (2 x 0) + (4 x 1 -)]
Sehingga, Muatan dari ion pusat = (2 -) - (4 -) = 2 +
Senyawa koordinasi dinamai secara sistematis melalui aturan sebagai berikut :
1. Kation disebutkan sebelum anion
2. Pada ion kompleks, ligan disebutkan, di menurut abjad, sebelum ion pusat.
3. Neutral ligan umumnya mempunyai nama molekul, tapi di sini ada beberapa pengecualian
(Tabel 23.8). Ligan Anionic menambahkan -ida dan menambahkan – o. setelah nama akar.
Kedua ligan di [Co(NH3)4Cl2] adalah (NH 3) dan chloro (Cl-) dengan ammine ditulis
sebelum chloro menurut abjad.
4. Bilangan awalan menandai jumlah ligan dari jenis tertentu.
5. Kondisi oksidasi dari ion pusat ditulis Angka Romawi hanya jika ion logam punya lebih
dari satu muatan.
6. Jika ion kompleks adalah anion, kita memberikan akhiran nama logam dengan
menambahkan -ate.
Soal
(a ) Apa nama sistematis dari Na3 [AlF6] ?
(b ) Apa nama sistematis dari [Co(en)2Cl 2 ] NO3 ?
(c ) Apa rumus dari tetraamminebromochloroplatinum (IV.) Chlorida ?
(d ) Apa rumus dari hexaamminecobalt (III) tetrachloroferrate (III)?
Rencana : Yang Kita pergunakan ketentuan yang disajikan di atas menunjuk ke Tabel 23.8 dan 23.9.
Solusi (a ) ion kompleks adalah [AlF 6 ]3-. Ada enam (hexa -) ion F- (fiuoro) seperti ligan, sehingga
kita punya hexafluoro. Ion kompleks adalah anion, sehingga berakhir dari logam. Ion (alumunium)
harus diubah -ate: hexafiuoroaluminate. Alumunium punya + 3 kondisi oksidasi. sehingga kita
tidak mempergunakan satu Angka Romawi. ion konter positif disebutkan pertama dan terpisah dari
anion satu ruang: sodium hexafiuoroaluminate.
(b ) Menurut abjad, ada dua Cl (dichloro) dan dua en [bis(ethylenediamine)]
sebagai ligan. Ion kompleks adalah kation, sehingga nama logam adalah tidak berubah, tapi kita
tetapkan kondisi oksidasi ini karena Cobalt punya beberapa. NO3- seimbangkan I + muatan kation
: dengan 2 - untuk 2 Cl dan 0 untuk dua en, logam harus Cobalt (III) . Kata nitrat mengikuti satu
ruang: dichlorobis (ethylenediamine)Cobalt (IlI) nitrat.
(c ) logam ion pusat ditulis pertama, diikuti oleh netral ligan kemudian oleh ligan negatif.
Tetraammine adalah 4 NH 3, bromo adalah 1 Br -, chloro
adalah CI -, dan platinate (IV.) adalah Pt4 +, sehingga ion kompleks adalah [Pt(NH3)4BrCI]2+.
muatan 2 + adalah penjumlahan dari 4 + untuk Pt4 +, 0 untuk empat [NH], 1 - untuk s Br -, dan 1 untuk Cl -.
Untuk menyeimbangkan muatan 2 +, kita memerlukan dua ion konter Cl- [Pt(NH3] 4BrCI]Cl2.
(d ) senyawa ini terdiri dari dua ion kompleks berbeda. Pada kation, hexaammine adalah
enam NH 3 dan Cobalt (lll) adalah Co3+, sehingga kation adalah [Co(NH 3 )6] , 3 + muatan adalah
penjumlahan dari 3 + untuk Co3+ dan 0 untuk enam NH 3. Pada anion, tetrachloro adalah empat CI , and ferrate (lll) adalah Fe 3+ , sehingga anion adalah [FeCl 4]-. Muatan 1- adalah jumlah dari 3 +
dari Fe 3+ dan 4- dari 4 Cl -. Pada senyawa netral, satu 3 + kation diseimbangkan oleh tiga 1 anion:
[Co(NH 3)6] [FeCI 4] 3
Sejarah Perspektif : Alfred Werner dan Teori Koordinasi
Unsur yang sekarang kita sebut senyawa koordinasi telah diketahui
200 tahun ketika ahli kimia
muda dari Swiss, Alfred Werner mulai mempelajarinya di tahun l890 .
Werner mengukur daya konduksi dari masing-masing senyawa di dalam air untuk
menentukan jumlah ion yang terpisahkan. Ahli kimia lain mempunyai usul struktur "rangkai",
seperti dengan senyawa organik, untuk menjelaskan data demikian. Contoh, satu struktur untuk
[Co(NH 3 )6] Cl3 adalah
Bukti model ini masih tidak cukup.
Kompleks koordinasi dapat menjadi netral atau bermuatan jika muatan ini digabung dengan ion
konter, dalam hal ini Cl- membentuk senyawa.netral
Werner mengajukan dua jenis valensi, atau kemampuan mengombinasikan ion logam.
Valensi primer, sekarang disebut kondisi oksidasi, adalah muatan positif pada logam ion yang harus
dipasngkan oleh muatan negatif padanan. Di rangkaian Cobaltnya Werner
, valensi primer adalah + 3, dan ini selalu seimbang oleh tiga ion CI. Valensi sekunder di rangkaian
senyawa Co adalah 6, Seperti kamu lihat, Datanya Werner terpenuhi kalau total angka dari ligan
yang tersisa untuk masing-masing senyawa adalah sama, angka dari ion CI dan NH 3 pada molekul
ion kompleks berbeda bervariasi. Antara lain, yang pertama senyawa, [Co(NH 3 )6] Cl 3, punya total
empat ion: [Co(NH 3 )6] dan tiga CI-.
Anehnya, Werner adalah seorang ahli kimia organik, dan kerjaannya di senyawa koordinasi yang
hampir merevolusi jaman. Ikatan kimia, adalah percobaannya untuk mempertunjukkan kesatuan dari
ilmu kimia. Sebagai pelopori pembahasan, terutama ramalannya dengan isomeri optis Werner
mendapat Hadiah Nobel di ilmu kimia pada 1913.
Isomer dalam Senyawa Koordinasi
Isomer adalah senyawa dengan rumusan kimia yang sama tapi sifatnya berbeda.
Isometri konstitutional: Atom yang sama terhubung secara berbeda.
Dua senyawa dengan rumus yang sama, tapi atom yang menghubungkan berbeda, disebut kontra
stitutional (struktural) isometri.
1. Isomer koordinasi
Isomerisme koordinasi hanya terjadi pada senyawa-senyawa kompleks yang terdiri dari
kation dan anion kompleks. Isomerisme ini terjadi apabila ligan-ligan yang terikat pada satu
ion pusat dapat dipertukarkan dengan ligan-ligan yang terikat pada ion pusat yang lain.
2. Isometri tautan
Terjadi karena adanya ligan monodentat yang mempunyailebih dari satu atom donor yang dapat
dipakai untuk membentuk ikatan koordinat. Ligannya disebut ligan ambidentat.
Beberapa ligan dapat terikat ke ion logam melalui yang apapun dari dua atom donatur. Contoh , ion
nitrit dapat mengikat melalui satu pasangan bebas yang mana N atom ( Nitro, O2N:) atau satu atom
(nitrito, ONO:) untuk memberikan isomer tautan, seperti pada senyawa jeruk
pentaamminenitrocobalt (III) Chloride [Co(NH3) 5(NO
2
)] Cl2 (sebelah kiri di bawah) dan yang
merah, isometri tautan pentaamminenitritocobalt (III.) Chloride [Co(NH 3 )5(ONO)] Cl 2
(kanan bawah):
Stereoisomers
Stereoisomers adalah senyawa yang mempunyai koneksi atomis kecuali ruang yang berbeda susun
ments dari atom.
1. Isometri geometris atau stereoisomer
Disebabkan perbedaan letak ligan yang sama terhadap atom logam pusat. Dibedakan dalam
Trans, jika letak ligan yang sama itu berlawanan. Dan cis, jika letak ligan yang sama itu
berdekatan
Octahedral mengompleks juga menunjukkan isomeri cis trans
(Gambarkan 23.l1B). Isometri cis dari ion [Co(NH3)4Cl2]+ punya 2 Cl- Ligan yang saling
dekat itu adalah Violet, sedangkan isometri trans punya dua ligan ke seberang dari satu sama
lain dan berwarna hijau.
2. Isometri optis (juga disebut enantiomers) terjadi ketika molekul dan gambaran pencermian
tidak dapat ditumpukkan di atas (lihat Gambar 15.8 ke 15.10. pp. 627 - 628).
Tidak sama dengan isomer jenis lain yang punyai sifat fisis yang berbeda, isomer optis
secara fisik sama kecuali arah mereka berputar . Kompleks ion Octahedral menunjukan
contoh dari isomeri optis, yang dapat kita amati dari berputarnya isomer dan melihat kalau
hal ini tak dimilik pada isometri yang lain Antara lain, seperti di Gambar 23.12A, kedua
struktur (Idan II.) dari [Co(en)2Cl 2 ]+ , ion cis dichlorobis (ethylenediamine)Cobalt (III.),
adalah gambaran kecil dari satu sama lain. Struktur putaran I 180 di sekitar sumbu vertikal,
Gambar 23.11 isomeri Geometris
(cis trans) A, cis dan isometri trans
dari
koordinasi
planar
senyawa
[Pt(NH 3)2Cl2. B, isometri cis and
trans dari ion kompleks octahedral
[Co(NH3)4Cl2]+.
Gambar 23.12 isomeri Optis pada ion kompleks octahedral. A, Struktur I dan gambaran cermin ,
struktur II adalah isometri optis dari cis - [Co(en)2Cl2]+. Putaran struktur I memberi struktur III,
yang tidak sama dengan struktur II
23. 5 LANDASAN TEORITIS IKATAN DAN SIFAT DARI KOMPLEKS
Aplikasi dari Teori Ikatan Valensi ke Ion Kompleks
Teori Ikatan Valensi (VB), yang membantu menjelaskan ikatan dan struktur di senyawa group
utama , juga dipergunakan untuk mendeskripsikan ikatan di ion kompleks. Ligan (landasan Lewis)
menyumbang pasangan elektron dan ion logam (Asam Lewis) menerima ini untuk membentuk satu
ikatan kovalen dalam ion kompleks (Lewis adduct) (Bagian 18.9). Ikatan kovalen koordinasi
adalah ikatan yang terbentuk dengan cara penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari
salah 1 atom yang berikatan, sedangkan atom yang lain hanya menerima pasangan elektron yang
digunakan bersama.
Gambar 23,13 orbital Bastar dan
ikatan
pada
octahedral
[Cr(NH3))6]3+ ion. A, Lukisan VB
dari Cr (NH 3)6
3+
ion. B, Diagram
orbital parsial melukiskan campuran
dari dua 3d, satu 4s, dan tiga 4p
orbital di Cr
3+
ke bentuk enam d
2
sp3 bastar orbital, yaitu diisi dengan
enam pasangan NH 3 bebas (red).
Oktahedral kompleks
Ion hexaamminechromium (III.), [Cr(NH 3 )6] 3+, menggambarkan aplikasi dari teori VB ke
suatu octahedral kompleks (Gambar 23.13). enam energy paling rendah dari orbital kosong ion
Cr3+
dua 3d, satu 4s, dan tiga 4p campuran dan menjadi enam ekivalen d2sp3 bastar orbital yang
titik ke arah pojok dari satu octahedron.* Enam NH molekul 3 memberikan pasangan bebas dari
nitrogennya untuk membentuk enam ikatan ligan logam.
Persegi Planar Kompleks
Ion Logam dengan satu d 8 kongambarasi biasanya membentuk persegi
planar kompleks (Gambar 23.14).
Gambarkan 23.14 orbital Bastar dan ikat
pada planar cocok [Ni(CN)4] - ion, A,
Lukisan VB dari [Ni(CN)4f-. 8, Two
3d elektron sendirian memasangkan atas
dan sesuatu bebas 3d orbital untuk
hybridization dengan 4s dan dua diantara
4p orbital ke bentuk empat dSp2 orbital,
jadi yang terbeset dengan pasangan
sendirian (merah) dari empat ligan CN.
Gambar 23.15 orbital hybrid dan ikatan pada ion tetrahedral [Zn(OH)4]2-.
Tetrahedral Mengompleks ion Logam yang berisi subkulit d. seperti Zn2+
( [Ar] 3d 10), sering bentuk tetrahedral kompleks (Gambar 23.15). Untuk kompleks
ion [Zn(OH)4]2-
Teori Medan Crystal
Teori medan Crystal menjelaskan sedikit pengertian tentang ikatan ligan logam tapi menjelaskan
warna dan kemagnetan dengan jelas.
Warna
Cahaya putih adalah radiasi elektromagnetik terdiri dari semua panjang gelombang pada jangkauan
tampak (Bagian 7.1). Ini dapat dibuyarkan ke dalam satu spektrum warna, masing-masing dari yang
punya satu jangkauan lebih dangkal dari panjang gelombang. Objek tampak berwarna cahaya putih
karena menyerap panjang gelombang tertentu dan mencerminkan ke yang lain: satu objek buram
mencerminkan cahaya, sedangkan satu yang jelas mengirimkan ini.
.
Masing-masing warna punya warna komplementer. Antara lain, hijau dan merah adalah warna
komplementer. Campuran warna komplementer menyerap semua gelombang yang tampak
panjang dan tampak hitam. Gambarkan 23.16 pertunjukan hubungan
pada suatu roda warna,
dimana warna komplementer tampak seperti kebalikan baji satu sama lain,
Suatu objek yang berwarna punya satu atau dua alasan :
 Ini mencerminkan cahaya dari warna itu. Jadi, kalau satu objek menyerap semua panjang
gelombang kecuali hijau, pencerminan (atau terpancar) cahaya yang memasuki mata kita
adalah diinterpretasikan sebagai hijau.
 Menyerap cahaya dari warna komplementer. Jadi, kalau objek hanya menyerap merah,
pelengkap dari hijau panjang gelombang memasuki mata dan diinterpretasikan
warna hijau juga.
Tabel 23.11 daftar warna yang diserap dan warna dihasilkan.
sebagai
Memisahkan orbital d. dalam Ligan Bidang Octahedral .
Delam teori medan kristal menjelaskan sifat dari kompleks akibat dari berpisahnya energy orbital d.
, yang terbangun dari interaksi elektrostatik di antara ion logam dan ligan. Pernyataan ini
mengasumsikan bahwa bentuk ion kompleks adalah hasil pergegakan elektrostatik
antara kation dan muatan negatif.
Gambar yang terjadi pendekatan ligan. Gambarkan 23.17 menunjukan enam ligan bergerak ke arah
ion logam untuk membentuk satu octahedral kompleks.
Gambar 23.17 lima. orbital d pada bidang octahedral dari ligan. A, Kita mengasumsikan bahwa
ligan mendekati ion logam sepanjang tiga linear axes pada octahedral orientasi. B dan C, lobus dari
dx2-y2 dan dZ2 mendekat pada ligan, sehingga tolakan adalah lebih kuat. D ke F, Cuping dari dxy. dxz,
dan d yz. orbital terletak di antara dekat ligan, sehingga tolakan lebih lemah.
Penjelasan Warna dari Logam Peralihan
Perbeda warna dari senyawa koordinasi ditentukan oleh perbedaan Energy (Δ) di antara
t 2g dan eg setelan orbital pada ion kompleks. Ketika ion menyerap cahaya pada jangkauan tampak,
elektron dirangsang(" lompat") dari energy yang taraf lebih rendah t2g ke taraf lebih tinggi e g. Ingat
perbedaan antara dua level energy elektronik pada ion adalah persamaan Energy dari serapan foton:
Δ Eelektron = Efoton = hv = hv/λ
Penjelasan Warna Pada Logam Transisi

Untuk ligan, tergantung pada bilangan oksidasi atom pusatnya

Untuk ion logam, tergantung pada ligannya
gambar 1.2.6
Pengaruh bilangan oksidasi atom pusat dan
warna ligan. A, larutan [V(H20)6]2+ (kiri)
memiliki warna berbeda dengan [V(H20)6]3+
(kanan). B, perubahan pada sebuah ligan
dapat mengakibatkan perubahan warna. Pada
ion [Cr(NH3)6]3+ (kiri) berwarna orange
sedangkan pada ion [Cr(NH3)5Cl]3+ berwarna
ungu.
Penjelasan Sifat Magnetik Logam Transisi Kompleks
Adanya perbedaan electron yang dapat terisi penuh atau setengah penuh disebabkan
pembelahan energi pada orbital d sehingga menyebabkan gaya magnet.
Pembelahan Daerah Kristal Pada Kompleks Terahedral dan segi Empat Planar
Kompleks tetrahedral : ligan-ligan mendekat dari ujung-ujung tetrahedral. Perubahan energi
dari pembelahan orbital d pada tetrahedral lebih kecil daripada oktahedral. Δ tetrahedral < Δoktahedral
Pembelahan energi orbital d pada bentuk tetrahedral.
Electron pada dxy, dxy, dan dyz memiliki energi
tolakan yang lebih kuat daripada dx2-y2 dan dz2.
Sehinnga pembelahan orbital berlawanan dengan
oktahedral
Persegi planar kompleks.
Akibat dari bidang ligan pada persegi planar lebih mudah untuk menggambar kalau kita
membayangkan permulaan dengan satu octahedral geometri kemudian ganjalkan kedua-duanya
ligan sepanjang poros-z d.