Laporan Pengaruh Kekuatan Ligan Nh3 Terhadap Spektra Kompleks Cu2

PENGARUH KEKUATAN LIGAN NH3 TERHADAP SPEKTRA KOMPLEKS Cu2+ I.

Tujuan Pecobaan

Mempelajari pengaruh kekuatan ligan NH3 terhadap spektra kompleks Cu2+ II. Alat

1. Gelas beker 2. Pipet volume 1ml 3. Pipet volume 4. Glasfirn 5. Labu ukur 6. Pipet tetes 7. Pengaduk 8. Spektrofotometer Uv-Vis Gambar Alat

Pengaduk

Pipet Volume

Glasfirn

Pipet Tetes

Gelas Beker

Labu Ukur

Uv-Vis Double Beam

The world's largest digital library

Try Scribd FREE for 30 days to access over 125 million titles without ads or interruptions! Start Free Trial Cancel Anytime.





III. Bahan

1. Larutan CuSO4.5H2O 1M

4 ml

2. NH4Cl padat

secukupnya

3. Larutan NH4OH 1M

1ml

4. Larutan NH4OH 2M

1ml

5. Larutan NH4OH 3M

1ml

6. Larutan NH4OH pekat

1ml

7. Aquades

secukupnya

8. Larutan NH4Cl 2M

20 ml

IV. Dasar Teori

Ion kompleks atau terdiri dari atom atau ion pusat dan sejumlah ligan. Jumlah relatif komponen-komponen ini dalam kompleks stabil mengikuti ketentuan st oikiometri , walaupun ini tidak diinterpretasikan dengan konsep klasik valensi. Atom pusat dapat dikarakterkan oleh bilangan koordinasi yang menunjukkan jumlah ligan (monodentat) yang dapat membentuk kompleks stabil dengan satu atom pusat. Dalam kebanyakan kasus, bilangan koordinasi adalah 6 (sebagai dalam kasus Fe2+, Fe3+, Zn2+, Cr3+, Co3+, Ni2+), kadang 4 (Cu2+, Cu2+), tetapi 2 (Ag2+) dan 8 ( beberapa ion dalam kelompok platinum) bisa terbentuk. Ligan tersusun disekitar atom pusat secara simetris. Ion anorganik sederhana dan molekul seperti NH3, CN-, Cl-, H2O membentuk ligan monodentat. (Svehla,1979) (Svehla,1979) Di dalam ion bebas kelima orbital d bersifat degenerasi artinya mempunyai energi yang sama dan elektron dalam orbital ini selalu memenuhi hukum multiplicity yang maksimal. Teori medan kristal terutama membicarakan pengaruh dari ligan yang tersusun secara berbeda-beda di sekitar ion pusat terhadap energi dari orbital d. pembagian orbital d menjadi dua golongan yaitu orbital eg atau dj dan orbital t2g atau de mempunyai arti penting dalam h. Bila ligan yang berupa ion negatif atau kutub negatif dari molekul mendekati ion pusat, maka medan listrik yang ditimbulkan oleh ligan tersebut akan mempengaruhi elektron d pada ion pusat. Elektron d pada ion pusat akan memberikan gaya tolak yang lebih kuat dari gaya tarik yang ada antar ligan dan ion pusat tersebut. Penolakan tersebut akan menyebabkan bertambahnya energi orbital d pada ion pusat yang bersangkutan. bersangkutan. (Syarifuddin, 1994) Kompleks koordinasi menyerap cahaya pada daerah nampak dalam spektrum, menunjukkan warna khusus. Teori medan kristal dan medan ligan yang telah dikembangkan dapat menerangkan interpretasi warna. Ligan memimpin, untuk





infrared dekat- tampak-ultraviolet dekat. Energy dibutuhkan untuk promosi elektron dari tingkat lebih rendah ke lebih tinggi, dan dimana energi ditangkap antara tingkat yang sama dengan daerah spektra cahaya tampak, dalam mencapai keadaan tereksistasi bagian terpilih te rpilih dari spektra cahaya berwarna diserap; kita melihat residu sebagai warna dalam kompleks. Jika diagram spilting oktahedral diuji untuk semua transisi ion logam deret pertama dalam medan octahedral, dapat diketahui konsep dan dapat dimengerti mengapa beberapa senyawa tidak berwarna. (Lawrance, 2010) Teori medan kristal yang dikemukakan oleh beberapa ahli fisika pada t ahun 1930 baru berkembang dan diterapkan dalam bidang kimia sekitar tahun 1950. Teori ini dikembangkan karena teori ikatan valensi yang dikemukakan oleh Linus Pauling tidak dapat menjelaskan berbagai sifat ion kompleks, misalnya: 1. Warna senyawa kompleks/ ion kompleks. 2. Adanya ion seperti Ni 2+, Td2+, Au3+ yang dapat membentuk ion kompleks planar segiempat dan juga membentuk ion kompleks tetrahedral. 3. Terjadinya spektra elektronik. 4. Pengecualiaan yang ditemukan pada ion [Cu(NH3) 4]2+ yang mempunyai geometri planar segiempat. 5. Sifat ionik pada ion [FeF 6]3-. (Syarifuddin, 1994) Menurut teori medan kristal atau crystal field theory (CFT), ikatan antara atom pusat dan ligan dalam kompleks berupa ikatan ion, hingga gaya-gaya yang ada hanya berupa gaya elektrostatik. Ion kompleks tersususn dari ion pusat yang dikelilingi oleh ion-ion lawan atau molekul-molekul yang mempunyai momen dipol permanen. (Sukardjo, 1992)

Teori medan kristal tentang senyawa koordinasi menjelaskan bahwa dalam pembentukan kompleks terjadi interaksi elektrostatik antara ion logam (atom pusat) dengan ligan. Jika ada empat ligan yang berasal dari arah yang berbeda, berinteraksi dengan atom/ion logam pusat, langsung dengan ligan akan mendapatkan pengaruh medan ligan lebih besar dibandingkan dengan orbital-orbital lainnya. Akibatnya, orbital tersebut akan mengalami peningkatan energi dan kelima sub orbital d-nya kan terpecah (splitting) menjadi dua kelompok tingkat energi. Kedua kelompok tersebut adalah : 1). Dua sub orbital (dx2 – (dx2 – dy2, dy2, dan dz2) yang disebut dy atau eg dengan tingkat energi yang lebih tinggi, dan 2). Tiga sub orbital (dxz, dxy, dan dyz) yang disebut de atau t2g dengan tingkat energi yang lebih rendah. Perbedaan tingkat energi ini menunjukkan





Anion atau molekul yang bertindak sebagai ligan harus mempunyai pasangan electron bebas, misalnya : Cl -, CN-, H2O dan NH3 pada pembentukan ion kompleks ligan terikat pada atom pusat melalui ikatan kovalen koordinasi, koordinasi, dimana ligan berfungsi sebagai basa lewis / penyedia pasangan elektron. Jumlah ligan yang yang terikat pada atom pusat disebut bilangan koordinasi dari atom pusat tertentu. Bilangan koordinasi logam dalam suatu ion kompleks tergantung pada tingkat oksidasi logam serta ukuran logam yang mengelilinginya. Pada umumnya bilangan koordinasi suatu logam adalah 2 kali tingkat oksidasinya. Misalnya Ag+ memiliki bilangan koordinasi

2, Cu 2+ dan Zn2+ punya bilangan

koordinasi 4. Akan tetapi aturan tersebut tidak selamanya berlaku sebab ukuran ukuran ligan juga mempengaruhi harga bilangan koordinasi koordinasi yang dapat dicapai oleh satu ligan. Bilangan koordinasi d memiliki 2 macam bentuk geometri yaitu tetrahedral dan bujur sangkar. s angkar. Dari kedua bentuk ini paling umum dijumpai oleh tetrahedral. Adapun bentuk bujur sangkar hanya terbatas pada ion-ion yang mangandung 8 elektron pada oibital d, misalnya M 2+ dan Cu2+.

(Anshory,1986)

Penambahan ligan menyebabkan pembentukan kompleks dengan pertukaran molekul ke dalam larutan kompleks

[Cu(H 2O)6]2+ maka molekul air akan

disibstitusikan oleh ammonia menjadi ion kompleks kompleks [Cu(H2O)n (NH2)6-n ]2+. [Cu(H2O)6]2+

+ NH3

[Cu(H2O)5(NH3)]2+

[Cu(H2O)5(NH3)]2+

+ NH3

[Cu(H2O)4(NH3)2]2+

[Cu(H2O)4(NH3)2]2+

+ NH3

[Cu(H2O)3(NH3)3]2+

[Cu(H2O)3(NH3)3]2+

+ NH3

[Cu(H2O)2(NH3)4]2+

[Cu(H2O)2(NH3)4]2+

+ NH3

[Cu(H2O)(NH3)5]2+

[Cu(H2O)(NH3)5]2+

+ NH3

[Cu(NH3)6]2+ (Cotton dan Wilkinson, 1989 )

V. Cara Kerja

1. Menambahkan NH4Cl padat pada 1 ml larutan larut an CuSO4.5H2O sampai jenuh. 2. Menambahkan 1 ml NH4OH 1M perlahan. 3. Menambahkan NH4Cl padat untuk menjenuhkan kembali lalu mendiamkannya hingga terbentuk 2 lapisan yaitu lapisan cair dan padat. 4. Melarutkan 1 ml larutan jenuh yang terbentuk ke dalam 5 ml NH4Cl 2M sehingga terbentuk [Cu(H2O)5(NH3)]2+ dan mengukur lamda maksimum dari larutan tersebut. 5. Mengulangi point 1 – 4 – 4 dengan mengganti larutan NH4OH 1 M dengan NH4OH 2





6. Menambahkan 3 ml larutan NH4OH pekat ke dalam 1 ml CuSO4 1M dan mengukur lamda maksimum dari larutan tersebut. 7. Mengencerkan 1 ml larutan CuSO4 sehingga volumenya 50 ml dan mengukur lamda maksimumnya VI. Hasil Percobaan

Kompleks

λ (nm)

Absorbansi

[Cu(H2O)5(NH3)]2+

816,70

2,9386

[Cu(H2O)4(NH3)2]2+

798,83

2,8153

[Cu(H2O)3(NH3)3]2+

686,68

1,7063

[Cu(H2O)6] 2+

809,79

0,21011

[Cu(NH3)4] 2+

610,08

0,56783

VII.Pembahasan VII.Pembahasan

Percobaan ini bertujuan untuk mempelajari pengaruh kekuatan ligan NH 3 terhadap spektra kompleks Cu 2+. Pada dasarnya suatu senyawa kompleks dari ion logam transisi contohnya Cu akan mempunyai warna berkarakteristik karena adanya tingkat elektron yang hanya terisi sebagian. Cu 2+ merupakan salah satu dari beberapa unsur transisi dan berkemampuan membentuk senyawa kompleks karena memiliki konfigurasi elektron pada sub kulit d yang belum terisi penuh. Konfigurasi dari Cu adalah [Ar] 3d 9 4s2 sehingga konfigurasi dari Cu2+ adalah 3d9. Cu2+ memiliki term symbol 2D yang tersplit menjadi dua yaitu E g dan T2g sehingga Cu2+ memiliki 1 energi transisi yang menyebabkan Cu2+ memiliki 1 puncak.





Kelima orbital d pada ion logam bentuk gas mempunyai energi yang sama sehingga memiliki kemungkinan yang sama untuk mendapatkan elektron dalam kelima orbital tersebut. Langkah pertama yang dilakukan pada percobaan ini adalah mengambil 1 ml larutan CuSO4.5H2O lalu menambahkan padatan NH 4Cl ke dalam 1 ml larutan tersebut hingga jenuh. Suatu larutan dikatakan jenuh jika ke dalam larutan tersebut ditambahkan padatan NH4Cl lagi, padatan tersebut tidak akan dapat larut dan akan membentuk endapan. Kemudian ditambahkan 1 ml larutan NH 4OH 1M. Pencampuran kedua larutan tersebut menyebabkan perubahan warna CuSO 4.5H2O dari biru menjadi hijau. Seletah itu ditambahkan lagi padatan NH 4Cl untuk menjenuhkan kembali. Apabila pada penambahan NH4OH 1M larutan belum jenuh maka akan diperoleh endapan Cu(OH) 2 mengikuti persamaan reaksi : CuSO4.5H2O(aq) + NH4Cl(s) + NH4OH

Cu(OH) 2(s) + (NH4)2SO4 + HCl + 4H 2O

Penambahan NH4OH 1M ini menyebabkan terjadinya perubahan warna dari hijau menjadi biru. Perubahan warna ini disebabkan oleh pembentukan kompleks antara Cu 2+ dengan NH4OH 1M. Reaksi yang terjadi pada penambahan NH4OH 1 M ke dalam larutan Cu2+ adalah : [Cu(H2O)6]2+ + NH3

[Cu(H2O)5(NH3)]2+

Penambahan NH4OH berlebih menyebabkan Cu(OH) 2 larut dan berbentuk kompleks [Cu(NH 3)4]2+ telah kita ketahui bahwa CuSO 4, NH4Cl dan NH 4OH dalam keseimbangan akan terurai menjadi ion-ionnya. Dengan adanya NH 4Cl berlebih diharapkan dapat menekan pembentukan Cu(OH) 2(s) karena tidak ada OH- berlebih. Oleh karena itu kesetimbangan berjalan ke kiri. kiri. Pada percobaan ini NH4OH berperan sebagai pembentuk ligan NH 3 yang akan mensubsitusi H2O dan ion [Cu(H 2O)6]2+. Pada penambahan NH4OH 1M, ligan NH 3 akan mensubstitusi 1 H2O sehingga terbentuk kompleks [Cu(H2O)5(NH3)]2+. Langkah selanjutnya adalah membuat larutan seperti pada langkah pertama namun NH4OH 1M diganti dengan NH 4OH 2M dan NH 4OH 3M. Penambahan NH 4OH 2M ke dalam larutan menyebabkan terjadinya pembentukan kompleks [Cu(H 2O)4(NH3)2]2+ yang ditandai dengan perubahan warna menjadi biru yang lebih pekat dibanding dengan warna CuSO4.5H2O dan dibanding dengan yang menggunakan NH 4OH 1M. Sedangkan penambahan NH 4OH 3M menyebabkan terjadinya perubahan warna menjadi biru yang lebih pekat yang diakibatnya terbentuknya kompleks [ Cu(H 2O)3(NH3)3]2+. Pembuatan larutan ke empat dilakukan dengan 1 ml CuSO 4 1M dimasukan labu ukur 50 ml dan diencerkan sampai tanda batas sehingga terbentuk kompleks







keunguan karena kandungan ion ligan NH 3 yang sangat banyak sehingga terbentuk kompleks [Cu(NH 3)6 ]2+. Dari hasil pengukuran spektra diperoleh nilai panjang gelombang, yaitu : 1. Larutan [Cu(H2O)5(NH3)]2+

= 816,70 nm

2. Larutan [Cu(H2O)4(NH3)2]2+

= 798,83 nm

3. Larutan [Cu(H2O)3(NH3)3]2+

= 696,68 nm

4. Larutan [Cu(NH3)6]2+

= 610,08 nm

5. Larutan [Cu(H2O)6]2+

= 809,79 nm

Panjang gelombang yang dihasilkan mengalami penurunan seiring bertambahnya jumlah ligan NH3 yang terikat pada atom pusat Cu. Berdasarkan hasil pengukuran, urutan panjang gelombang yang terbesar ke terkecil adalah larutan 1 > 5 > 2 > 3 > 4. Seharusnya sesuai dengan teori, urutan panjang gelombang dari besar ke kecil adalah 5 > 1 > 2 > 3 > 4 karena NH 3 merupakan ligan yang lebih kuat dibanding dengan H 2O sehingga semakin banyak jumlah NH 3 yang dapat terikat oleh atom pusat Cu maka panjang gelombang akan semakin bergeser menuju panjang gelombang yang lebih pendek. Urutan energi dari yang terbesar ke terkecil yang diperoleh dari perhitungan ialah larutan 4 > 3 > 2 > 5 > 1. Akan tetapi menurut teori urutan energi dari yang terbesar ke terkecil adalah 4 > 3 > 2 > 1 > 5. Hal ini dikarenakan energi berbanding terbalik dengan panjang gelombang.

   ⁄

Hasil yang tidak sesuai ini kemumgkinan disebabkan oleh beberapa faktor, antara lain : 1. H2O yang kemungkinan tidak tersubstitusi sempurna yang disebabkan karena kurang tepat dalam penambahan bahan. 2. Adanya bahan yang tertumpah sehingga kemungkinan sudah bercampur dengan





Daftar Pustaka Cotton, F.A. dan Wilkinson, G. 1989. Kimia Anorganik Dasar . Jakarta : UI-Press Hala, Y. 2010. Penuntun Praktikum Kimia Anorganik. Makassar : Laboratorium Anorganik FMIPA Universitas Hasanuddin. Rifai, Harizzul. 1995. Asas Pemeriksaan Kimia. Jakarta : UI Press. Sukardjo. 1992. Kimia Koordinniasi. Jakarta : Rineka Cipta Syarifuddin, N. 1994. Ikatan Kimia. Yogyakarta : Gajah Mada University Press. Svehla. 1979. Buku Ajar Vogel : Analisis Kimia Kuantitatif Anorganik Makro dan Semimikro. Jakarta : PT. Bina Rupa Aksara

Lampiran : 1. Perhitungan 2. Spektra

Mengetahui :

Surakarta, 2 Juni 2013

Asisten Pembimbing,

Praktikan,

Ditha M.

Anggia Putri Gustami





Lampiran

Spektra 2+

1. Larutan [Cu(H2O)5(NH3)] 3.50

3.2

816.70;2.9386 3.0 2.8 A

2.6 2.4 2.2

1.91 500 .0

550

600

650

700

750

800

850

900 .0

nm

2+

2. Larutan [Cu(H2O)4(NH3)2] 3.50 3.4

3.2

3.0

A

798.83;2.8153

2.8

2.6

2.4

2.21 500 .0

550

600

650

700 nm

2+

3. Larutan [Cu(H2O)3(NH3)3] 2.00

750

800

850

900 .0





2+

4. Larutan [Cu(NH3)6] 1.00

0.8

610.08;0.56783 0.6 A

0.4

0.2

0.05 500 .0

550

600

650

700

750

800

850

900 .0

850

900 .0

nm

2+

5. Larutan [Cu(H2O)6] 0.350

0.30

0.25

0.20

809.79;0.21011 A

0.15

0.10

0.05

-0.001 500 .0

550

600

650

700 nm

750

800

Laporan Pengaruh Kekuatan Ligan Nh3 Terhadap Spektra Kompleks Cu2

Recommend Documents