Makalah Fix.docx

BAB I PENDAHULUAN 1.1. Latar Belakang Salah satu sifat unsur transisi adalah memiliki kecenderungan membentuk ion kompleks atau senyawa kompleks. Ion-ion dari unsur logam transisi memiliki orbitalorbital kosong yang dapat menerima pasangan elektron pada pembentukan ikatan dengan molekul atau anion tertentu membentuk ion kompleks. Ion kompleks terdiri atas ion logam pusat dikelilingi anion-anion atau molekul-molekul membentuk ikatan koordinasi. Ion logam pusat disebut ion pusat atau atom pusat. Anion atau molekul yang mengelilingi ion pusat disebut dengan ligan. Ikatan antara ion pusat dengan ligan disebut dengan ikatan koordinasi dan banyaknya ikatan koordinasi antara ion pusat dengan ligan tersebut disebut dengan bilangan koordinasi. Warna-warna cerah yang terlihat pada kebanyakan senyawa kompleks dapat dijelaskan dengan teori medan kristal. Warna yang muncul sebagai warna senyawa kompleks tersebut adalah warna komplemen dari warna yang diserap dalam proses eksitasi tersebut. Misalnya larutan Ti(H2O)63+ bewarna violet, hal ini disebabkan oleh karena untuk proses eksitasi elektron pada orbital d (dari t2g ke eg) memerlukan energi pada panjang gelombang 5000 Aoyaitu warna kuning. Karena komplemen warna kuning adalah violet, maka larutan Ti(H2O)63+ bewarna violet. Ligan-ligan yang berbeda akan menghasilkan medan kristal yang energinya berbeda-beda pula, sehingga kita bisa melihat warna-warna yang bervariasi.Berdasarkan hal tersebut maka pada makalah ini akan diuraikan mengenai pengaruh ligan terhadap warna ion kompleks.

1.2. Rumusan Masalah Adapun rumusan masalah dalam makalah ini adalah 1. Apa yang dimaksud dengan senyawa koordinasi? 2. Apa yang dimaksud dengan atom pusat pada senyawa koordinasi? 3. Apa apa yang dimaksud dengan ligan dan jenis – jenis ligan? 4. Apa yang dimaksud dengan bilangan koordinasi? 5. Bagaimana penamaan senyawa kompleks?

BAB II PEMBAHASAN 2.1. Senyawa Koordinasi Senyawa koordinasi pertama kali ditemukan oleh Tassert (1798), yaitu CoCl3.6NH3. Senyawa tersebut dianggap aneh karena terbentuk oleh 2 senyawa stabil yang masing-masing valensinya sudah jenuh. Hal ini baru bisa dipahami setelah waktu berlalu sekitar 100 tahun. Selama waktu tersebut banyak senyawa koordinasi telah dibuat dan dikaji sifat-sifatnya. Senyawa koordinasi telah diketahui walaupun saat itu belum sepenuhnya dimengerti, misalnya Prussian blue dan Tembaga (II) sulfat. Terobosan penting terjadi saat kimiawan Jerman Alfred Werner, mengusulkan bahwa ion kobalt(III) memiliki enam ligan dalam struktur geometri oktahedral. Dengan teori ini, para ilmuwan dapat mengerti perbedaan antara klorida koordinasi dan klorida ionik pada berbagai isomer-isomer kobalt amina klorida, dan menjelaskan kenapa senyawa ini memiliki banyak isomer, yang sebelumnya tidak dapat dijelaskan. Werner juga menggolongkan senyawa kompleks ini kepada beberapa isomer optis, mematahkan teori bahwa hanya senyawa karbon yang memiliki sifat khiralitas. Contoh senyawa koordinasi/kompleks antara lain Ag(NH3)2+, Ni(H2O)42+, Fe(CN)63-, [Co(NH3)4Cl]+.

2.2. Atom Pusat Atom Pusat adalah suatu kation yang menerima elektron-elektron dari ligan untuk membentuk suatu ion kompleks. Atom yang menyediakan tempat bagi elektron yang didonorkan. Biasanya berupa ion logam, terutama logam golongan transisi yang memiliki orbital d yang kosong. Contoh: Fe2+, Fe3+, Cu2+, Co3+, dll. Sebagai contoh, dalam pembentukan kompleks, seperti perak klorida padat akan melarut dalam larutan amonia. Persamaan itu dapat ditulis secara molekul sebagai: AgCl(s) + 2NH3(aq)  Ag(NH3)2Cl Senyawa Ag(NH3)2Cl disebut suatu “kompleks”. Sebenarnya, senyawa ini bersifat senyawa ion. Yang berdisosiasi menjadi ion Ag(NH3)2 + dan Cl-, dan spesies Ag(NH3)2 + disebut “ion kompleks”. Ion kompleks perak-amonia dibentuk dalam tahap-tahap dengan penambahan molekul amonia, yang disebut ligan, ke ion perak yang disebut ion logam pusat. Bentuk molekul dengan atom pusat lebih dari satu, merupakan kombinasi dari beberapa bentuk molekul dengan satu atom pusat. Sebagai contoh adalah ethane dan

ethanol. Bentuk molekul ethane dapat dibentuk dengan dua buah CH3 dengan empat pasangan berikatan dan tanpa pasangan electron bebas. Maka bentuknya adalah tetrahedral yang saling tumpang-tindih. Sedangkan ethanol, untuk CH3 berbentuk tetrahedral; CH3 juga berbentuk tetrahedral; dan atom O yang memiliki 4 grup electron dan dua pasangan electron bebas maka bentuknya adalah V (AX2E2). Untuk ion dengan muatan sama (satu gol), interaksi elektrostatik antara atom pusat dgn ligan akan semakin kuat dengan bertambahnya muatan inti efektif atom pusat karena efek shielding orbital 5d > 4d> 3d. Muatan inti efektif meningkat → ligan lebih tertarik ke atom pusat → interaksi elektrostatik antara atom pusat dgn ligan akan semakin kuat → splitting orbital d meningkat → medan kristal semakin kuat. 2.2.1. Logam transisi Logam transisi adalah kelompok unsur kimia yang berada pada golongan 3 sampai 12 (IB sampai VIIIB pada sistem lama). Kelompok ini terdiri dari 38 unsur. Semua logam transisi adalah unsur blok-d yang berarti bahwa elektronnya terisi sampai orbit d. Dalam ilmu kimia, logam transisi mempunyai dua pengertian: 1. Definisi dari IUPAC mendefinisikan logam transisi sebagai "sebuah unsur yang mempunyai subkulit d yang tidak terisi penuh atau dapat membentuk kation dengan subkulit d yang tidak terisi penuh" 2. Sebagian besar ilmuwan mendefinisikan "logam transisi" sebagai semua elemen yang berada pada blok-''d'' pada tabel periodik (semuanya adalah logam) yang memasukkan golongan 3 hingga 12 pada tabel periodik. Dalam kenyataan, barisan blok-f lantanida dan aktinida juga sering dianggap sebagai logam transisi dan disebut "logam transisi dalam". Jensen ]meninjau ulang asal usul penamaan "logam transisi" atau blok-d. Kata transisi pertama kali digunakan untuk mendeskripsikan unsur-unsur yang sekarang dikenal sebagai unsur blok-d oleh kimiawan asal Inggris bernama Charles Bury pada tahun 1921, yang merujuk pada peralihan/transisi pada perubahan subkulit elektron (contohnya pada n=3 pada baris ke-4 tabel periodik) dari subkulit dengan 8 ke 18, atau 18 ke 32 a. Penggolongan Bentuk konfigurasi elektron pada atom logam transisi dapat ditulis sebagai []ns2(n-1)dm di mana subkulit d mempunyai energi yang lebih besar daripada subkulit valensi s. Pada ion dengan dua dan tiga elektron valensi, yang terjadi

adalah sebaliknya dengan subkulit s mempunyai tingkat energi yang lebih besar. Dampaknya, ion seperti Fe2+ tidak mempunyai elektron pada subkulit s: ion tersebut memiliki konfigurasi elektron [Ar]3d6 dibandingkan dengan elektron konfigurasi pada atom Fe, yaitu [Ar]4s23d6. Unsur pada golongan 3 hingga 12 sekarang secara umum dikenal sebagai unsur logam transisi, meskipun unsur-unsur dari La-Lu, Ac-Lr, dan golongan 12 (dahulu disebut IIB) mempunyai definisi yang berbeda pada penulis yang berbeda. b. Senyawa berwarna Warna pada senyawa yang mengandung logam transisi pada umumnya disebabkan oleh transisi elektron dalam dua tipe: transfer muatan kompleks. Sebuah elektron dapat melompat dari orbit ligan ke orbit logam, membentuk ligant to metal charge transfer (LMCT). Hal ini dapat dilihat dengan mudah jika logam sedang pada bilangan oksidasi yang tinggi. Sebagai contoh, warna pada ion kromat, dikromat, dan permanganat termasuk tipe ini. Conton lainnya adalah pada raksa(II) iodida yang berwarna merah larena transisi LMCT. Transisi metal to ligand charge transfer (MLCT) terjadi ketika logam dalam bilangan oksidasi yang rendah sehingga ligan dengan mudah tereduksi. transisi d-d. Sebuah elektron melompat dadi satu orbit d ke orbit yang lain. Pada senyawa logam transisi yang kompleks, antarorbit d tidak mempunyai tingkat energi yang sama. Pola pemisahan orbit d dapat dihitung dengan teori medan kristal. Tingkat pemisahan tergantung pada jenis logam, bilangan oksidasi, dan sifat dari ligan. Tingkat energi yang sebenarnya ditunjukkan oleh diagram Tanabe-Sugano. Pada kompleks yang sentrosimetrik, seperti oktahedral, transisi d-d melanggar aturan Laporte dan hanya terjadi karena penggabungan vibronik di mana getaran molekul terjadi bersamaan dengan transisi d-d. Kompleks tetrahedral mempunyai warna yang lumayan terang karena perpaduan subkulit d dan p dimungkinkan jika tidak ada pusat simetri, sehingga transisi tidak murni d-d. c. Bilangan oksidasi Salah satu ciri logam transisi adalah di mana unsur-unsur tersebut mempunyai lebih dari satu bilangan oksidasi. Contohnya, pada senyawa vanadium diketahui mempunyai bilangan oksidasi mulai -1 pada V(CO)6- hingga +5 pada VO43-. Bilangan oksidasi maksimum pada logam transisi baris pertama sama dengan jumlah elektron valensi seperti titanium (+4) dan mangan (+7) namun

berkurang pada unsur-unsur selanjutnya. Pada baris kedua dan ketiga ada ruthenium dan osmium dengan bilangan oksidasi +8. Pada senyawa seperti [Mn04]dan OsO4, unsur logam transisi memperoleh oktet yang stabil dengan membentuk empat ikatan kovalen. Bilangan oksidasi terendah ada pada senyawa Cr(CO)6 (bilangan oksidasi nol) dan Fe(CO)42- (bilangan oksidasi -2) di mana aturan 18 elektron dipatuhi. Senyawa tersebut juga merupakan kovalen. Ikatan ion biasanya terbentuk pada bilangan oksidasi +2 atau +3. Pada senyawa yang terlarut, ion tersebut biasanya berikatan dengan enam molekul air yang tersusun secara oktahedral. d. Kemagnetan Senyawa pada logam transisi biasanya bersifat paramagnetik apabila terdapat satu atau lebih elektron tak berpasangan pada subkulit d. Pada senyawa oktahedral dengan elektron antara empat hingga tujuh pada subkulit d, spin tinggi dan spin rendah mungkin terjadi. Senyawa tetrahedral seperti [FeCl4]2- bersifat spin tinggi dikarenakan pemisahan medan kristal yang rendah sehingga energi yang diperoleh dari elektron yang berada pada tingkat energi yang lebih rendah selalu lebih kecil daripada energi yang diperlukan untuk memasangkan spin. Beberapa senyawa bersifat diamagnetik. Yang termasuk golongan ini adalah senyawa oktahedral, spin rendah, d6, dan d8 yang berbentuk segi empat planar. Feromagnetisme terjadi jika atom tunggal bersifat paramagnetik dan arah spin tersusun sejajar satu sama lain pada bahan kristal. Logam besi dan campuran alniko adalah contoh senyawa logam transisi yang bersifat feromagnetik. Antiferomagnetisme adalah contoh sifat kemagnetan yang terbentuk dari susunan khusus dari spin tunggal pada benda padat. e. Sifat katalitik Logam transisi dan senyawanya diketahui mempunyai aktivitas katalitik sifat homogen dan heterogen. Aktivitas ini berasal dari kemampuan logam transisi untuk mempunyai lebih dari satu bilangan oksidasi dan kemampuan membentuk senyawa kompleks. Sebagai contoh Vanadium (V) oksida dikenal dapat memisahkan besi (pada proses Haber) dan nikel (pada hidrogenasi katalitik). Katalis pada permukaan bidang padat menyertakan pembentukan ikatan antara molekul reaktan dan atom pada permukaan katalis. Hal ini mempunyai pengaruh meningkatnya konsentrasi reaktan pada permukaan katalis dan memperlemah

ikatan pada molekul yang bereaksi (menurunkan energi aktivasi reaksi). Dan juga karena unsur logam transisi dapat mengubah bilangan oksidasinya, sehingga efektif sebagai katalis.

2.2.2. Asam Basa Lewis Teori ini memperluas pemahaman mengenai asam dan basa. 

Asam adalah akseptor pasangan elektron.



Basa adalah donor pasangan elektron.

Hubungan antara teori Lewis dan teori Bronsted-Lowry Basa Lewis Hal yang paling mudah untuk melihat hubungan tersebut adalah dengan meninjau dengan tepat mengenai basa Bronsted-Lowry ketika basa Bronsted-Lowry menerima ion hidrogen. Tiga basa Bronsted-Lowry dapat kita lihat pada ion hidroksida, amonia dan air, dan ketianya bersifat khas.

Gambar 2.1 Teori Bronsted-Lowry mengatakan bahwa ketiganya berperilaku sebagai basa karena ketiganya bergabung dengan ion hidrogen. Alasan ketiganya bergabung dengan ion

hidrigen adalah karena ketiganya memiliki pasangan elektron mandiri seperti yang dikatakan oleh Teori Lewis. Jadi bagaimana Teori Lewis merupakan suatu tambahan pada konsep basa? Saat ini belum - hal ini akan terlihat ketika kita meninjaunya dalam sudut pandang yang berbeda. Tetapi bagaimana dengan reaksi yang sama mengenai amonia dan air, sebagai contohnya? Pada teori Lewis, tiap reaksi yang menggunakan amonia dan air menggunakan pasangan elektron mandiri-nya untuk membentuk ikatan koordinasi yang akan terhitung selama keduanya berperilaku sebagai basa.

Gambar 2.2 reaksi amonia dengan BF3 melalui penggunaan pasangan elektron tunggal yang dimilikinya untuk membentuk ikatan koordinasi dengan orbital kosong pada boron. Sepanjang menyangkut amonia, amonia menjadi sama persis seperti ketika amonia bereaksi dengan sebuah ion hidrogen - amonia menggunakan pasangan elektron tunggalnya untuk membentuk ikatan koordinasi.

Asam Lewis Asam Lewis adalah akseptor pasangan elektron. Pada contoh sebelumnya, BF3 berperilaku sebagai asam Lewis melalui penerimaan pasangan elektron mandiri milik nitrogen. Pada teori Bronsted-Lowry, BF3 tidak sedikitpun disinggung menganai keasamannya. Inilah tambahan mengenai istilah asam dari pengertian yang sudah biasa digunakan. Ini adalah sesuatu hal yang menyesatkan! anda tidak selalu memperoleh ion hidrogen yang bebas pada sistem kimia. Ion hidogen sangat reaktif dan selalu tertarik pada yang lain. Tidak terdapat ion hidrogen yang tidak bergabung dalam HCl. Tidak terdapat orbital kosong pada HCl yang dapat menerima pasangan elektron. Klor lebih elektronegatif dibandingkan dengan hidrogen, dan hal ini berarti bahwa hidrogen klorida akan menjadi

molekul polar. Elektron pada ikatan hidrogen-klor akan tertarik ke sisi klor, menghasilkan hidrogen yang bersifat sedikit positif dan klor sedikit negatif.

Pasangan elektron mandiri pada nitrogen yang terdapat pada molekul amonia tertarik ke arah atom hidrogen yang sedikit positif pada HCl. Setelah pasangan elektron tunggal milik nitrogen mendekat pada atom hidrogen, elektron pada ikatan hidrogen-klor tetap akan menolak ke arah klor. Akhirnya, ikatan koordinasi terbentuk antara nitrogen dan hidrogen, dan klor terputus keluar sebagai ion klorida. Hal ini sangat baik ditunjukkan dengan notasi "panah melengkung" seperti yang sering digunakan dalam mekanisme reaksi organik.

Senyawa koordinasi merupakan senyawa yang tersusun atas atom pusat dan ligan (sejumlah anion atau molekul netral yang mengelilingi atom atau kelompok atom pusat tersebut) dimana keduanya diikat dengan ikatan koordinasi. Pembentukan senyawa koordinasi dapat terjadi pada atom pusat umumnya dari logam transisi dengan ligan-ligan anion maupun molekul netral. Ditinjau dari konsep asam-basa Lewis, atom pusat dalam senyawa koordinasi berperan sebagai asam Lewis (akseptor penerima pasangan elektron), sedangkan ligan sebagai basa Lewis (donor pasangan electron). (Nuryono, 2003). 2.3. Ligan dan Bilangan Koordinasi 2.3.1. Ligan Ligan adalah sebuah ion atau molekul netral yang mampu mengikat secara koordinasi atom atau ion logam pusat dalam senyawa kompleks. Molekul ini berperan sebagai basa Lewis (donor pasangan electron), dan logam pusat yang mengikatnya berperan sebagai asam lewis (akseptor pasangan electron). Ligan mempunyai paling tidak satu atom donor dengan sepasang electron yang digunakan untuk membentuk ikatan kovalen dengan atom atau ion logam pusat.

Jenis-jenis ligan a. Ligan Monodentat Ligan yang terkoordinasi ke atom logam melalui satu atom saja disebut ligan monodentat, misalnya F-, Cl-, H2O dan CO. Kebanyakan ligan adalah anion atau molekul netral yang merupakan donor elektron. Beberapa ligan monodentat yang umum adalah F-, Cl-, Br-, CN-, NH3, H2O, CH3OH, dan OH-. b. Ligan Bidentat Jika ligan tersebut terkoordinasi pada logam melalui dua atom disebut ligan bidentat.Ligan ini terkenal diantara ligan polidentat. Ligan bidentat yang netral termasuk diantaranya anion diamin, difosfin, dieter.

Gambar 1. Contoh Ligan Bidentat.

c. Ligan Polidentat (Senyawa Kelat) Ligan yang telah dibahas sebelumnya, seperti NH3 dan Cl– dinamakan ligan monodentat (bahasa Latin: satu gigi). Ligan-ligan ini memiliki atom donor tunggal yang dapat berkoordinasi dengan atom pusat. Beberapa ligan dapat memiliki dua atau lebih atom donor yang dapat dikoordinasikan dengan ion logam sehingga dapat mengisi dua atau lebih orbital d ion logam. Ligan seperti itu dinamakan ligan polidentat (bahasa Latin: bergigi banyak).

Gambar 2.1 (a) Struktur etilendiamin (b) Struktur ion kompleks [Co(en)3]3+ (c) Struktur EDTA Oleh karena ligan polidentat dapat mencengkeram ion logam dengan dua atau lebih atom donor, ligan polidentat juga dikenal sebagai zat pengkelat. Contoh ligan polidentat seperti etilendiamin (disingkat en) dengan rumus struktur pada Gambar 2.1a. Ligan en memiliki dua atom nitrogen, masing-masing dengan sepasang elektron bebas yang siap didonorkan. Atom-atom donor ini harus saling berjauhan agar keduanya dapat mengkoordinasi ion logam membentuk kompleks dengan posisi berdampingan. Ion kompleks [Co(en)3]3+ mengandung tiga ligan etilendiamin. Ion kompleks tersebut membentuk struktur koordinasi oktahedral dengan atom kobalt (III) sebagai atom pusatnya (Gambar 2b). Zat pengkelat seperti EDTA pada Gambar 2c sering digunakan dalam analisis kimia, terutama dalam menentukan kadar ion kalsium dalam air. Ion EDTA4– memiliki

enam atom donor (4 dari gugus COO–, 2 dari atom N). Dengan EDTA, tingkat kesadahan air dapat diukur. Dalam bidang kedokteran zat pengkelat sering digunakan untuk mengeluarkan ion logam, seperti Hg2+, Pb2+, dan Cd2+. Dalam sistem tubuh terdapat zat pengkelat, seperti mioglobin dan oksihemoglobin (Sunarya, Y. dan A. Setiabudi. 2009) 2.3.2. Bilangan Koordinasi Bilangan koordinasi adalah banyaknya ligan yang diikat oleh ion pusat (ion logam). Ion pusat merupakan akseptor (penerima) pasangan elektron bebas. Perhatikan contoh berikut: Pada Ag(NH3)2+ Yang termasuk: Ion pusat (ion logam): Ag Ligan : NH3 bilangan koordinasi = 2 Ruang Koordinasi (Coordination sphere) – Logam pusat dan ligan yang terikat di sekeliling

– Tanda Kurung [ ] memisahkan ion kompleks dari counter ions, misalnya SO42–. : [Ag(NH3)2]2SO4 2.4. Tata Nama Senyawa Kompleks Tata cara penamaan senyawa kompleks antara lain dipublikasikan oleh IUPAC dalam Nomenclature of Inorganic Chemistry ( Blackwell Scientific Publisher, 1989). Beberapa aturan dasar dalam penamaan senyawa kompleks dijelaskan berikut ini. Dalam menuliskan nama dari suatu senyawa kompleks, beberapa aturan dasar adalah sebagai berikut : 1. Nama ion positif dalam senyawa kompleks dituliskan di awal, diikuti nama ion negatif 2. Untuk menuliskan nama ion kompleks, nama ligan dituliskan pertama dan diurutkan secara alfabetis (tanpa memandang jenis muatannya), diikuti oleh nama logam Contoh :  [CoSO4(NH3)4]NO3 : tetraamminsulfatkobalt (III) nitrat  K4[Fe(CN)6] : kalium heksasianoferat (II) 3. Jika dalam senyawa kompleks ada sejumlah ligan yang sama, biasanya digunakan awalan di, tri, tetra, penta, heksa, dan seterusnya untuk menunjukkan jumlah ligan dari jenis itu. Suatu pengecualian terjadi jika nama dari suatu ligan mengandung suatu angka, misalnya dipiridil atau etilendiamin. Untuk menghindari kerancuan dalam kasus semacam itu, digunakan awalan bis, tris, dan tetrakis sebgai ganti di, tri, dan tetra, dan nama dari ligan ditempatkan dalam tanda kurung. Contoh :  [Co(en)3]2(SO4)3 : Tris(etilendiammin)kobalt(III) sulfat  [Co(en)2(ONO)Cl]Cl : Bis(etilendiammin)nitritokobalt(III) klorida Contoh lain : Senyawa [Cu(py)2Cl2], (py adalah ligan piridin), tidak dinamakan sebagai diklorodipiridintembaga

(II).

Kompleks

tersebut

dinamakan

sebagai

kompleks

diklorobis(piridin)tembaga(II). Penamaan tersebut dikarenakan kompleks mengandung 2 ligan piridin, bukan 1 ligan dipiridin.

(a) Gambar a. ligan piridin

(b) Gambar b. ligan dipiridin

Aturan Penulisan Nama Ligan (a)

(b)

Nama dari ligan yang bermuatan negatif beri akhiran – o, contohnya: F-

fluoro

H-

Cl-

kloro

OH- hidrokso

S2-

Br-

bromo

O2- okso

CN- siano

I-

iodo

O2-2 perokso

NO2- nitro

hidrida

HS- merkapto thio

Ligan yang tidak bermuatan atau netral tidak diberi akhiran khusus. Contohnya meliputi NH3 (amina), H2O (akua), CO (karbonil) dan NO (nitrosil). Ligan N2 dan O2 disebut dinitrogen dan dioksigen. Ligan organik biasanya disebut dengan nama lazimnya, contohnya fenil, metil, etilendiamin, piridin, trifenilfosfin

(c)

Walaupun jarang ada, ligan yang bermuatan positif diberi akhiran –ium, misalnya NH2NH3+ (hidrazinium) Beberapa ligan yang cukup rumit strukturnya atau memiliki nama yang cukup

panjang dapat dituliskan dengan menggunakan singkatan tertentu. Tabel 2. Beberapa nama ligan yang umumnya disingkat Nama Ligan

Simbol/Singkatan

Etilendiamin

En

Piridin

Py

Propilendiammin

Pn

Dietilendiammin

Dien

Trietilendiammin

Trien

Bipiridin

Bipy

Etilendiamintetraasetat

EDTA

Dimetilglioksimat

DMG

Fenantrolin

Phen

Aturan Penulisan Nama Logam a. Nama logam pusat dalam ion kompleks dituliskan paling akhir

b. Logam pada kompleks negatif (anion) diberi akhiran –at Contoh : Na[Co(CO)4] = natrium tetrakarbonilkobaltat (I) c. Logam pada kompleks netral atau kompleks positif (kation) tidak diberi akhiran khusus Contoh : [Co(NO2)3(NH3)3] = Triammindinitrokobalt(III) [CoSO4(NH3)4]NO3 = Tetraamminsulfatokobalt(III) d. Muatan dari logam pusat ditunjukkan dengan angka Romawi yang langsung dituliskan di belakang nama logam tersebut

Penulisan rumus molekul senyawa kompleks Dalam menuliskan rumus molekul senyawa kompleks, ada beberapa aturan yang harus iikuti, yaitu sebagai berikut : “ […..]”

1.

Ion kompleks dituliskan dalam tanda kurung persegi

2.

Logam dituliskan pertama, diikuti ligan

3.

Ligan dituliskan setelah logam dengan urutan : ligan negatif – ligan netral – ligan positif

4.

Urutan penulisan ligan dengan muatan yang sama disesuaikan dengan urutan abjad Contoh :  triammintrinitrokobalt (III) = [Co(NO2)3(NH3)3]  kalium nitrosilpentasianoferat(II) = K[Fe(CN)5NO]

2.4. Beberapa contoh Senyawa Kompleks

BAB III KESIMPULAN Adapun kesimpulan pada makalah ini adalah : 1. Senyawa koordinasi merupakan senyawa yang tersusun atas atom pusat dan ligan (sejumlah anion atau molekul netral yang mengelilingi atom atau kelompok atom pusat tersebut) dimana keduanya diikat dengan ikatan koordinasi. Contoh senyawa koordinasi/kompleks antara lain Ag(NH3)2+, Ni(H2O)42+, Fe(CN)63-, [Co(NH3)4Cl]+. 2. Atom Pusat adalah suatu kation yang menerima elektron-elektron dari ligan untuk membentuk suatu ion kompleks. 3. Ligan adalah sebuah ion atau molekul netral yang mampu mengikat secara koordinasi atom atau ion logam pusat dalam senyawa kompleks. Jenis ligan antara lain Ligan Monodentat, Ligan Bidentat, Ligan Polidentat (Senyawa Kelat) 4. Bilangan koordinasi adalah banyaknya atom atom donor di seputar atom logam pusat dalam ion kompleks. 5. Tata cara penamaan senyawa kompleks dipublikasikan oleh IUPAC di dalam Nomenclature of Inorganic Chemistry. Penamaan senyawa koordinasi memiliki beberapa aturan dasar yaitu aturan penulisan nama ligan dan aturan penulisan nama logam dan

DAFTAR PUSTAKA IUPAC, Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the "Gold Book") (1997). Online corrected version: (2006–) "transition element Jensen, William B. (2003). "The Place of Zinc, Cadmium, and Mercury in the Periodic Table". Journal of Chemical Education 80 (8): 952–961. Bury, C. R. (1921). "Langmuir's theory of the arrangement of electrons in atoms and molecules". J. Amer. Chem. Soc. 43 (7): 1602–1609. doi:10.1021/ja01440a023. Sunarya, Yayan dan Agus S.2007.Mudah dan Aktif Belajar Kimia.Bandung: PT Gravindo Media Pratama. Chang,R.2004.Kimia Dasar: Konsep-Konsep Inti Jilid 2 Edisi 3.Jakarta: Erlangga.