KIMIA ANORGANIK III TEORI IKATAN DALAM KOMPLEKS
Dosen Pengampu: Drs. Nofrizal Jhon, M.Si. FAKULTAS SAINS DAN TEKNOLOGI UNIVERSITAS JAMBI 2013/2014
Kimia Anorganik Anorganik 3
Nama Kelompok : Magdalena Normalina Normalin a .S Novita Sari Simamora Simamora Hanna Laily Syarifa Dwi Sari Ningsih Carolin Fitriyani Ramadhan Diyah Tri Utami Bambang Pamungkas
F1C111053 F1C111053 F1C11 F1C111049 F1C111010 F1C111010 F1C111012 F1C111012 F1C111050 F1C111052 F1C111052 F1C111009 F1C111009
TEORI IKA IKAT TAN DALAM KOMPLEKS
Teori ikatan valensi (Valence Bond Theory) dikemukakan oleh Linus Pauling sekitar tahun 1931.
Teori Medan Kristal mula-mula diajukan oleh Bethe (1929) dan Vleck (1931 – (1931 – 1935), 1935), dan mulai berkembang sekitar tahun 1951.
Teori Orbital Molekul (OM).
TEORI IKATAN VALENSI Teori ini menyatakan bahwa ikatan antara ligan dengan logam merupakan ikatan kovalen koordinasi, dengan pasangan elektron bebas yang disumbangkan oleh ligan. oLogam pusat menyediakan orbital-orbital kosong yang telah mengalami hibridisasi untuk ditempati oleh PEB dari ligan. Atom logam sebagai asam Lewis mendapatkan o elektron dari ligan yang bertindak sebagai basa Lewis, sehingga mendapatkan tambahan muatan negatif. o
Pembentukan ikatan melibatkan beberapa tahapan: meliputi promosi elektron pembentukan orbital hibrida pembentukan ikatan antara logam dengan ligan (overlap).
Ada dua pendekatan yang dapat digunakan untuk menerangkan hal ini : Elektronetralitas Ligan donor umumnya merupakan atom dengan elektronegativitas yang tinggi, sehingga atom ligan tidak memberikan keseluruhan muatan negatifnya, sehingga elektron ikatan tidak terdistribusi secara merata antara logam dengan ligan. Backbonding Pada atom logam dengan tingkat oksidasi yang rendah, kerapatan elektron diturunkan melalui pembentukan ikatan balik (backbonding) atau resonansi ikatan partial. Ion pusat memberikan kembali pasangan elektron kepada ligan melalui pembentukan ikatan phi (π). (π).
Ada beberapa kelemahan dari Teori Ikatan Valensi: o
o
o
Sebagian besar senyawa kompleks merupakan senyawa berwarna, TIV tidak dapat menjelaskan warna dan spektra elektronik dari senyawa kompleks. TIV tidak dapat menjelaskan mengapa kemagnetan senyawa dapat berubah dengan kenaikan suhu. Teori Ikatan Valensi tidak dapat memberikan penjelasan yang memuaskan mengapa sejumlah kompleks berada dalam bentuk kompleks orbital luar.
TEORI MEDAN ME DAN KRIST KRIS TAL
Interaksi yang terjadi antara logam dengan ligan adalah murni interaksi elektrostatik.
Logam yang menjadi pusat dari kompleks dianggap sebagai suatu ion positif yang muatannya sama dengan tingkat oksidasi dari logam tersebut.
Logam pusat ini dikelilingi oleh ligan-ligan bermuatan negatif atau ligan netral yang memiliki pasangan elektron bebas (PEB).
Medan listrik pada logam akan saling mempengaruhi dengan medan listrik ligan.
Dalam Teori Medan Kristal, berlaku beberapa anggapan berikut :
ligan dianggap sebagai suatu titik muatan.
tidak ada interaksi antara orbital logam dengan orbital ligan.
orbital d dari logam kesemuanya terdegenerasi dan memiliki energi yang sama, akan tetapi, jika terbentuk kompleks, maka akan terjadi pemecahan tingkat energi orbital d tersebut akibat adanya tolakan dari elektron pada ligan, pemecahan tingkat energi orbital d ini tergantung orientasi arah orbital logam dengan arah datangnya ligan.
Orbital d seringkali digunakan pada pembentukan ikatan dalam kompleks. Kelima orbital d tidak identik, dan dapat dibagi menjadi dua kelompok; orbital t 2g dan eg. medan kuat (strong field ligand ) Ligan menyebabkan perbedaan energi yang besar antara orbital t 2g dengan orbital e g. Karena energi yang diperlukan untuk menempatkan elektron ke orbital e g yang tingkat energinya lebih tinggi lebih besar dibandingkan energi yang diperlukan untuk memasangkan elektron, elektron akan mengisi orbital t 2g terlebih dahulu hingga penuh sebelum mengisi orbital e g.
Teori Orbital Molekul Teori orbital molekul (OM) menggambarkan ikatan kovalen melalui istilah orbital molekul yang dihasilkan dari interaksi orbital-orbital atom dari atom-atom yang berikatan dan yang terkait dengan molekul secara keseluruhan Dikemukakan oleh Hund dan Mulliken, dapat menjelaskan : Sifat magnetik Spektrum unsur atau senyawa
Kuat ikatan antara atom dalam molekul atau senyawa
o
o
o
Didalam atom, setiap elektron dipengaruhi oleh inti dari atom yang bersangkutan sedangkan didalam molekul setiap elektron dipengaruhi oleh inti atom-atom yang membentuk molekul tersebut. Dengan memperhitungkan semua interaksi tersebut kedalam persamaan schrodinger dan mencari penyelesaiannya, maka diperoleh fungsi gelombang tertentu Ψ yang menggambarkan tingkat energi elektron atau tingkat energi orbital molekul tersebut. Karena setiap fungsi gelombang digambarkan orbital dari elektron disekeliling inti dalam molekul, maka orbital tersebut dinamakan orbital molekul.
Yang paling umum membentuk orbital molekul adalah σ (sigma) dan orbital π (pi). Orbital sigma simetris disekitar sumbu antarnuklir. Penampang tegak lurus terhadap sumbu nuklir (biasanya sumbu x) memberikan suatu bentuk elips. Ini terbentuk dari orbital s maupun dari p dan orbital d yang mempunyai telinga sepanjang sumbu antar nuklir. Orbital π terbentuk ketika orbital p pada setiap atom mengarah tegak lurus terhadap sumbu antarnuklir. Daerah tumpang tindih ada di atas dan di bawah sumbu ikatan
Orbital atom yang mengambil bagian dalam pembentukan orbital molekul harus memenuhi persyaratan sebgai berikut: Orbital atom yang membentuk orbital molekulm harus mempunyai energi yang dapat dibandingkan. Fungsi gelombang dari masing-masing orbital atom harus bertumpang tindih dalam ruangan sebanyak mungkin. mungkin. Fungsi gelombang orbital atom harus mempunyai simetri yang relatif sama dengan sumbu molekul.
Molekul-molekul Diatom Heteronuklir Molekul diatomik heteronuklir / hetero-diatomik hetero-diat omik adalah molekul diatomik yang terbentuk dari atom dua unsur yang berbeda. Diagram korelasi untuk molekul hetero-diatomik sangat berbeda dengan diagram korelasi molekul homodiatomik. pada diagram molekul hetero-diatomik tingkat energi masing-masing atom berbeda, hal ini disebabkan adanya keelektronegatifan. Orde ikatan adalah ukuran pada molekul diatomik, dimana orde ikatan merupakan selisih jumlah elektron di orbital ikatan dengan jumlah ikatan elektron di orbital non ikatan yang kemudian dikalikan setengah.
^.^ Molekul diatomik
Homo- diatomik
Hetero-diatomik E X :
CO & NO
E X :
Li2, Be2, B2, C2, N2, O2, F2, dan Ne2
ORELASI MOLEKUL DIAGRAM K ORELASI CO
Hetero-diatomik
Konfigurasi elektron Atom 6C = 1s2 2s2 2p2 Konfigurasi elektron Atom 8O = 1s2 2s2 2p4 Orbital atom C Orbital molekul CO
Orbital atom O
σ*2pz
π*2px
π*2py
2p
2p 2px
2py
2pz 2pz
2py
2px
σ2pz
π2px
i g r e n E
CO yang konfigurasi elekron: (σ1s)2(σ*1s)2(σ2s)2(σ*2s)2 (π2p)4(σ2p (σ2p))2
π2py
σ*2s
2s 2s σ2s
σ*1s
1s
1s
σ1s
n = (σ1s)2(σ2s)2(π2p)4(σ2p (σ2p))2= 10 n* = (σ*1s)2(σ*2s)2 = 4 P = ½ (n-n*) P = ½ (10-4) = 3 Sifat magnetik : Diamagnetik
Diagram Korelasi Molekul Be2
Homo-diatomik
Konfigurasi elektron Atom 4Be = 1s2 2s2 Orbital atom Be
Orbital molekul
Orbital atom Be
Be2
2s
σ*2s 2s
σ2s
1s
σ*2s 1s
σ2s
Be2 yang konfigurasi elekron: (σ1s)2 (σ*1s)2 (σ2s)2 (σ*2s)2 n = (σ1s)2(σ2s)2 = 4 n* = (σ*1s) 2(σ*2s)2 = 4 P = ½ (n-n*) P = ½ (4-4) = 0 Sifat magnetik : Diamagnetik
Teori Orbital Molekul Bagi Molekul Poliatom Metode orbital molekul dapat berlaku secara umum terhadap molekul-molekul yang lebih besar. Penerapan teori OM yang lebih umum dan sangat penting dalam molekul-molekul poliato, meliputi ikatan ikatan π dalam deret planar. Satu golongan penting yang secara kualitatif serupa walaupun secara terinci berbeda berbeda adalah spesies simetris dengan rumus umum AB 3 yang planar. planar. Contoh-contoh yang penting adlah BF3, CO3-2, NO3-.
Pendekatan Ikatan Terlokalisasi (Keadaan Valensi Dan Hibridisasi) Untuk mengetahui sifat kelinearan dapat menggunakan konsep baru yakni : keadaan valensi hibridisasi.
Suatu atom yang hanya memiliki orbital-orbital s dan p dalam valensi dapat membentuk tiga jenis orbital hibrida, bergantung kepada banyaknya elektron yang tersedia untuk membuat ikatan:
Hibrida sp memberikan molekul linear
Hibrida sp Hibrida sp2 memberika molekul segitiga planar
Hibrida sp Hibrida sp3 memberikan molekul tetrahedral
Bila tersedia orbital-orbital d beserta beserta orbital s dan p, set hibrida penting yang berikut ini: Hibridisasi oktahedral , d 2 sp3. Hibridisasi segiempat planar, planar, dsp2. Hibridisasi tetrahedral, sd 3. Hibridisasi bipiramidal-trigonal, dsp3. Hibridisasi piramidal-segiempat, dsp3. Teori Ikatan Valensi mampu secara kualitatif menjelaskan kestabilan ikatan kovalen sebagai akibat tumpang-tindih orbital-orbital atom. Dengan konsep hibridisasi pun dapat dijelaskan geometri molekul sebagaimana yang diramalkan dalam teori VSEPR
σ
Pembentukan ikatan melalui orbital σ yang paling sederhana dapat dicontohkan dalam pembentukan ikatan antar atom hidrogen dalam molekul H2. orbital σ* (orbital σ* (orbital molekul antibonding)
1s
1s
orbital σ (orbital molekul bonding)
Pembentukan Orbital
π
Orbital π dapat terbentuk antara orbital p x, py, pz, dxy, dxz, dan dyz dari logam dengan orbital atom dari ligan yang tidak searah dengan orbital logam. Salah satu contoh bagaimana orbital π dapat terbentuk antara orbital atom dari logam dengan orbital atom yang dimiliki ligan ditunjukkan dalam gambar berikut : -
+
+
+
+
+
+
-
-
Posisi orbital atom p z dari logam dan orbital p z ligan berada dalam posisi yang sejajar, sehingga juga dapat bergabung dan menghasilkan orbital molekul π.
Adanya ikatan π akan memperkuat ikatan antara logam dengan ligan, sehingga meningkatkan kestabilan kompleks. Ligan dapat berperan sebagai akseptor π atau donor π, π, tergantung keterisian orbital π yang dimiliki oleh ligan tersebut. Ligan akseptor π Sejumlah ligan seperti CO, CN- dan NO+ memiliki orbital π kosong yang dapat bertumpang tindih dengan orbital t 2g dari logam, membentuk ikatan π. Ligan Donor π Sejumlah ligan tertentu memiliki orbital π yang telah terisi elektron dan mengalami overlap dengan orbital t 2g dari logam, menghasilkan ikatan π. Rapatan elektron akan ditransfer dari ligan menuju logam melalui ikatan π ini. Selain dari ikatan π yang terbentuk tadi, transfer elektron dari ligan ke logam juga terjadi melalui ikatan σ.
Unsur Transisi Pembentuk Ikatan Valensi Senyawa Kompleks
Menurut teori asam-basa Lewis, ion logam transisi menyediakan orbital d yang kosong sehingga berperan sebagai asam Lewis (akseptor pasangan elektron bebas) dan ion atau molekul netral yang memiliki pasangan elektron bebas untuk didonorkan berperan sebagai basa Lewis. Senyawa kompleks dengan atom pusat logam besi (Fe) dan mangan (Mn): 1. Besi Besi adalah logam paling banyak, dan dipercayai sebagai unsur kimia ke sepuluh paling banyak di alam. Jumlah J umlah besi yang besar di bumi disangka menyumbang kepada medan magnet bumi. Simbolnya Fe ringkasan ferrum nama latin bagi besi. Besi adalah logam yang dihasilkan dari bijih besi, dan jarang ditemui dalam keadaan bebas. Contoh ion kompleks adalah [Fe(CN) 6]3- dan [FeCl6]3-
[Fe(CN)6]3 Atom Fe bermuatan 3+ dengan konfigurasi elektron [Ar] 3d5 4s0. Oleh karena atom Fe dapat mengikat enam molekul CN (bermuatan negatif), atom Fe harus menyediakan enam buah orbital kosong. Proses hibridisasinya adalah sebagai berikut. Konfigurasi atom Fe: 2 6 26Fe : [Ar] 4s 3d
Konfigurasi dari ion Fe 3+:
3+ 26Fe :
[Ar] 4s0 3p5
Oleh karena memerlukan enam orbital kosong, hibridisasi yang terjadi adalah d2sp3, yakni 2 orbital dari 3d, 1 orbital dari 4s, dan 3 orbital dari 4p. Keenam orbital d 2sp3 selanjutnya dihuni oleh pasangan elektron bebas dari molekul CN -. Dan molekul ini membentuk geometri octahedral dengan kompleks orbital dalam.
[FeCl6]3 Atom Fe bermuatan 3+ dengan konfigurasi konfigurasi elektron [Ar] 3d 5 4s0. Oleh karena atom Fe dapat mengikat enam molekul Cl (negative 1), atom Fe harus menyediakan enam buah orbital kosong. Proses hibridisasinya adalah sebagai berikut. Konfigurasi atom Fe: 2 6 26Fe : [Ar] 4s 3d Konfigurasi dari ion Fe 3+: 3+ 0 5 26Fe : [Ar] 4s 3p
Oleh karena memerlukan enam orbital kosong, hibridisasi yang terjadi adalah sp 3d2, yakni 1 orbital dari 4s, 3 orbital dari 4p, dan 2 orbital 4d. Keenam orbital sp 3 d2 selanjutnya dihuni oleh pasangan elektron bebas dari atom Cl dalam molekul Cl 6. Dan molekul ini membentuk geometri oktahedral dengan hibridisasi sp3d2 dengan kompleks orbital luar.
[MnCl4]2 Atom Mn bermuatan 2+ dengan konfigurasi konfigurasi elektron [Ar] 3d 5 4s0. Oleh karena atom Mn dapat mengikat empat molekul Cl (negative 1), atom Mn harus menyediakan empat buah orbital kosong. Proses hibridisasinya adalah sebagai berikut. Konfigurasi atom Mn: 2 5 25Mn : [Ar] 4s 3d Konfigurasi dari ion Mn2+: 2+ 0 5 25Mn : [Ar] 4s 3p
Oleh karena memerlukan enam orbital kosong, hibridisasi yang terjadi adalah sp3, yakni 1 orbital dari 4s, dan 3 orbital dari 4p. Keempat orbital sp 3 selanjutnya dihuni oleh pasangan elektron bebas dari atom Cl dalam molekul Cl 4. Dan molekul ini membentuk geometri tetrahedral dengan hibridisasi sp3.
[Mn(NH3)6]2+ Atom Mn bermuatan 2+ dengan konfigurasi konfigurasi elektron [Ar] 3d 5 4s0. Oleh karena atom Mn dapat mengikat enam molekul NH3 (netral), atom Mn harus menyediakan enam buah orbital kosong. Hal ini dicapai melalui hibridisasi d2sp3. Proses hibridisasinya adalah sebagai berikut. Konfigurasi atom Mn: 2 5 25Mn : [Ar] 4s 3d Konfigurasi dari ion Mn 2+: 2+ 0 5 25Mn : [Ar] 4s 3p
Oleh karena memerlukan enam orbital kosong, hibridisasi yang terjadi adalah d2sp3, yakni 2 orbital dari 3d, 1 orbital dari 4s, dan 3 orbital dari 4p. Keenam orbital d2sp3 selanjutnya dihuni oleh pasangan elektron bebas dari molekul NH3. Dan molekul ini membentuk geometri oktahedral dengan hibridisasi d2sp3 dengan kompleks orbital dalam.
