ENTALPI PEMBENTUKKAN DAN SENYAWA KOMPLEKS

NAMA : GUNAWAN

NIM     : F1C111035

PRODI: KIMIA

UNIVERSITAS JAMBI

Entalpi Pembentukan

Perubahan entalpi pada pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsurnya disebut entalpi molar pembentukan atau entalpi pembentukan. Jika pengukuran dilakukan pada keadaan standar (298 k, 1 atm) dan semua unsur-unsurnya dalam bentuk standar, maka perubahan entalpinya disebut entalpi pembentukan standar (ΔHf ⁰). Entalpi pembentukan dinyatakan dalam kJ per mol (kJ mol ^-1).

Supaya terdapat keseragaman, maka harus ditetapkan keadaan standar, yaitu suhu 25 ⁰ C dan tekanan 1 atm. Dengan demikian perhitungan termokimia didasarkan pada keadaan standar.

Pada umumnya  dalam persamaan termokimia dinyatakan:

AB + CD ———-> AC + BD Δ H⁰ = x kJ/mol

Δ H⁰ adalah lambang dari perubahan entalpi pada keadaan itu. Yang dimaksud dengan bentuk standar dari suatu unsur adalah bentuk yang paling stabil dari unsur itu pada kondisi standar (298 K, 1 atm).

Untuk unsur yang mempunyai bentuk alotropi, bentuk standarnya ditetapkan berdasarkan pengertian tersebut. Misalnya, karbon yang dapat berbentuk intan dan grafit, bentuk standarnya adalah grafit, karena grafit adalah bentuk karbon yang paling stabil pada 298 K, 1 atm. Dua hal yang perlu diperhatikan berkaitan dengan entalpi pembentukan yaitu bahwa zat yang dibentuk adalah 1 mol dan dibentuk dari unsurnya dalam bentuk standar.

Contoh: Entalpi pembentukan etanol (C2H5OH) (l)  adalah -277,7 kJ per mol. Hal ini berarti: Pada pembentukan 1 mol (46 gram) etanol dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar, yaitu karbon (grafit), gas hidrogen dan gas oksigen, yang diukur pada 298 K, 1 atm dibebaskan 277,7 kJ  dengan persamaan termokimianya adalah:
2 C (s, grafit) + 3H2 (g) + ½ O2 (g) –> C2 H5 OH (l) ΔH = -277,7kJ

Nilai entalpi pembentukan dari berbagai zat serta persamaan termokimia reaksi pembentukannya diberikan pada tabel 2 berikut.

Tabel 2. Nilai entalpi pembentukan berbagai zat & Persamaan termokimia reaksi pembentukannya

1.       Defenisi Kinetika Kimia

Kinetika Kimia merupakan pengkajian laju dan mekanisme reaksi kimia. Besi lebih cepat berkarat dalam udara lembab dari pada dalam udara kering, makanan lebih cepat membusuk bila tidak didinginkan, kulit (bule) lebih cepat menjadi gelap dalam musim panas dari pada dalam musim dingin. Ini merupakan 3 contoh yang lajim dari perubahan kimia yang kompleks dari laju yang beraneka menurut kondisi reaksi. Yang lebih mendasar dari pada sekedar laju suatu reaksi adalah bagaimana perubahan kimia itu berlangsung.

Kinetika kimia adalah suatu ilmu yang membahas tentang laju (kecepatan) dan mekanisme reaksi. Berdasarkan penelitianyang mula – mula dilakukan oleh Wilhelmy terhadap kecepatan inversi sukrosa, ternyata kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi / tekanan zat – zat yang bereaksi. Laju reaksi dinyatakan sebagai perubahan konsentrasi atau tekanan dari produk atau reaktan terhadap waktu.

Berdasarkan jumlah molekul yang bereaksi, reaksi terdiri atas :

1.                   Reaksi unimolekular : hanya 1 mol reaktan yang bereaksi

Contoh :  N₂O₅ à  N₂O₄ +  ½ O₂

1.                   Reaksi bimolekular : ada 2 mol reaktan yang bereaksi

Contoh :  2 HI  à  H₂ +  I₂

1.                   Reaksi termolekular : ada 3 mol reaktan yang bereaksi

Contoh :  2 NO  +  O₂ à  2NO₂

Berdasarkan banyaknya fasa yang terlibat, reaksi terbagi menjadi :

1.                   Reaksi homogen : hanya terdapat satu fasa dalam reaksi (gas atau larutan)

2.                   Reaksi heterogen : terdapat lebih dari satu fasa dalam reaksi

3.                    

Secara kuantitatif, kecepatan reaksi kimia ditentukan oleh orde reaksi, yaitu jumlah dari eksponen konsentrasi pada persamaan kecepatan reaksi.

2.       Reaksi Orde Nol

Pada reaksi orde nol, kecepatan reaksi tidak tergantung pada konsentrasi reaktan.

Persamaan laju reaksi orde nol dinyatakan sebagai :

A  – A₀ = – k₀ . t

A  = konsentrasi zat pada waktu t

A₀ = konsentrasi zat mula – mula

Contoh reaksi orde nol ini adalah reaksi heterogen pada permukaan katalis.

3.       Reaksi Orde Satu

Pada reaksi prde satu, kecepatan reaksi berbanding lurus dengan konsentrasi reaktan.

Persamaan laju reaksi orde satu dinyatakan sebagai :

-  = k₁ [A]

-  = k₁ dt

ln  = k₁ (t – t₀)

Bila t = 0  à  A  =  A₀

ln [A]  =  ln [A₀]  -  k₁ t

[A]  =  [A₀] e^-k₁^t

4.       Reaksi Orde Dua

Persamaan laju reaksi untuk orde dua dinyatakan sebagai :

-  =  k₂ [A]²

- =  k₂ t

-  =  k₂ (t – t₀)

Tetapan laju (k₂) dapat dihitung dari grafik 1/A terhadap t dengan k₂ sebagai gradiennya.

5.       Penentuan Energi Aktifasi

Energi aktifasi adalah ambang batas energi yang harus icapai agar suatu reaksi dapat terjadi. Penentuan energi aktifasi dapat dilakukan dengan menggunakan persamaan Arrhenius

k  =  A e^-Ea/RT

dimana                

 k   =  konstanta laju reaksi

A  =  faktor pra eksponensial

Ea =  energi aktifasi (kJ/mol)

R  =  tetapan gas ideal=  8,314 kJ / mol=  1,987 kal / mol K

T  =  suhu mutlak (K)

6.       Efek Katalis

Katalis adalah suatu senyawa yang dapat menaikkan laju reaksi, tetapi tidak ikut menjadi reaktan / produk dalam sistem itu sendiri. Setelah reaksi selesai, katalis dapat diperoleh kembali tanpa mengalami perubahan kimia. Katalis berperan dengan menurunkan energi aktifasi. Sehingga untuk membuat reaksi terjadi, tidak diperlukan energi yang lebih tinggi. Dengan demikian, reaksi dapat berjalan lebih cepat.

Karena katalis tidak bereaksi dengan reaktan dan juga bukan merupakan produk, maka katalis tidak ditulis pada sisi reaktan atau produk. Umumnya katalis ditulis di atas panah reaksi yang membatasi sisi reaktan dan produk.

Contohnya pada reaksi pembuatan oksigen dari dekomposisi termal KClO₃, yang menggunakan katalis MnO₂.

2 KClO₃ 2 KCl  +  3 O₂

Katalis terbagi menjadi dua golongan besar, yaitu

1.                   Katalis Homogen

Suatu katalis disebut homogen apabila berada dalam fasa yang sama dengan reaktan maupun produk reaksi yang dikatalisa. Katalis ini berperan sebagai zat antara dalam reaksi. Contohnya adalah efek katalis HBr pada dekomposisi termal t-butil alkohol, (CH₃)₃COH, yang menghasilkan air dan isobutilen, (CH₃)₂C=CH₂.

(CH₃)₃COH  à  (CH₃)₂C=CH₂ +  H₂O

Tanpa penggunaan katalis, reaksi ini berlangsung sangat lambat, bahkan pada suhu tinggi sekalipun. Hal ini disebabkan karena reaksi ini memiliki energi aktifasi yang sangat tinggi, yaitu 274 kJ/mol. Dengan menggunakan HBr, energi aktifasi akan turun menjadi 127 kJ/mol, dan reaksi menjadi

(CH₃)₃COH  +  HBr   à   (CH₃)₃CBr  +  H₂O

(CH₃)₃CBr  à  (CH₃)₂C=CH₂ +  HBr

Kelemahan dari katalis homogen ini adalah ketika reaksi selesai, diperlukan perlakuan kimia selanjutnya untuk memisahkan katalis dari campuran reaksi.

1.                   Katalis Heterogen

Katalis heterogen adalah katalis yang fasanya tidak sama dengan reaktan atau produk reaksi yang dikatalisa. Katalis heterogen biasanya berfungsi sebagai permukaan tempat terjadinya reaksi. Contohnya adalah reaksi antara H₂ dan O₂ pada permukaan logam. Logam berfungsi sebagai permukaan adsorben dimana H₂ dan O₂ akan menempel dan bereaksi.

Redoks (singkatan dari reaksi reduksi/oksidasi) adalah istilah yang menjelaskan berubahnya bilangan oksidasi (keadaan oksidasi) atom-atom dalam sebuah reaksi kimia.

Hal ini dapat berupa proses redoks yang sederhana seperti oksidasi karbon yang menghasilkan karbon dioksida, atau reduksi karbon oleh hidrogen menghasilkan metana(CH4), ataupun ia dapat berupa proses yang kompleks seperti oksidasi gula pada tubuh manusia melalui rentetan transfer elektron yang rumit.

`Istilah redoks berasal dari dua konsep, yaitu reduksi dan oksidasi. Ia dapat dijelaskan dengan mudah sebagai berikut:

* Oksidasi menjelaskan pelepasan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion

* Reduksi menjelaskan penambahan elektron oleh sebuah molekul, atom, atau ion.

Walaupun cukup tepat untuk digunakan dalam berbagai tujuan, penjelasan di atas tidaklah persis benar. Oksidasi dan reduksi tepatnya merujuk pada perubahan bilangan oksidasi karena transfer elektron yang sebenarnya tidak akan selalu terjadi. Sehingga oksidasi lebih baik didefinisikan sebagai peningkatan bilangan oksidasi, dan reduksi sebagai penurunan bilangan oksidasi.

Dalam prakteknya, transfer elektron akan selalu mengubah bilangan oksidasi, namun terdapat banyak reaksi yang diklasifikasikan sebagai “redoks” walaupun tidak ada transfer elektron dalam reaksi tersebut (misalnya yang melibatkan ikatan kovalen).

Reaksi non-redoks yang tidak melibatkan perubahan muatan formal (formal charge) dikenal sebagai reaksi metatesis.

7.       Defenisi Laju Reaksi

Laju atau kecepatan reaksi adalah perubahan konsentrasi pereaksi ataupun produk dalam suatu satuan waktu. Laju reaksi dapat dinyatakan sebagai laju berkurangnya konsentrasi suatu pereaksi atau laju bertambahnya konsentrasi suatu produk .

 Faktor – faktor yang mempengaruhi Laju Reaksi

A.      Sifat alami suatu reaksi. Zat – zat berbeda secara nyata dalam lajunnya mereka mengalami perubahan kimia. Molekul hydrogen dan fluor bereaksi secara meledak, bahkan pada temperature kamar, dengan menghasilkan molekul hydrogen fluoride.

Beberapa reaksi memang secara alami lambat atau lebih cepat dibandingkan yang lain. Jumlah spesies yang ikut bereaksi serta keadaan fisik reaktan, ataupun kekompleksan jalanya (mekanisme reaksi) dan factor lain sangat menentukan kecepatan laju reaksi.

B.      Konsentrasi reaktan. Karena persamaan laju reaksi didefinisikan dalam bentuk konsentrsi reaktan maka dengan naiknya konsentrasi maka naik pula kecepatan reaksinya. Artinya semakin tinggi konsentrasi maka semakin banyak molekul reaktan yang tersedia denngan demikian kemungkinan bertumbukan akan semakin banyak juga sehingga kecepatan reaksi meningkat.

C.      Tekanan. Reaksi yang melibatkan gas, kecepatan reaksinya berbanding lurus dengan kenaikan tekanan dimana faktor tekanan ini ekuivalen dengan konsentrasi gas.

D.      Orde reaksi. Orde reaksi menentukan seberapa besar konsentrasi reaktan berpengaruh pada kecepatan reaksi.

Orde suatu reaksi ialah jumlah semua komponen dari konsentrasi persamaan laju. Jika laju suatu reaksi kimia berbanding lurus dengan pangkat satu konsentrasi dari hanya satu pereaksi

Maka reaksi itu dikatakan sebagai reaksi orde pertama. Jika laju reaksi itu berbanding lurus dengan pangkat dua suatu pereaksi

Maka reaksi itu disebut reaksi orde kedua. Dapat juga disebut orde teerhadap masing-masing pereaksi misalnya : dalam persamaan terakhir itu, laju reaksi itu adalah orde pertama dalam A dan orde pertama dalam B atau orde kedua secara keseluruhan. Suatu reaksi dapat berorde ketiga atau mungkin lebih tinggi lagi, tetapi hal itu sangat jarang.

E.     SUHU Pada umumnya reaksi akan berlangsung lebih cepat bila suhu dinaikkan. Dengan menaikkan suhu maka energi kinetik molekul-molekul zat yang bereaksi akan bertambah sehingga akan lebih banyak molekul yang memiliki energi sama atau lebih besar dari Ea.

Dengan demikian lebih banyak molekul yang dapat mencapai keadaan transisi atau dengan kata lain kecepatan reaksi menjadi lebih besar. Secara matematis hubungan antara nilai tetapan laju reaksi (k) terhadap suhu dinyatakan oleh formulasiARRHENIUS:

k = A . e-E/RT

dimana:

k : tetapan laju reaksi
A : tetapan Arrhenius yang harganya khas untuk setiap reaksi
E : energi pengaktifan
R : tetapan gas universal = 0.0821.atm/mol^oK = 8.314 joule/mol^oK
T : suhu reaksi (^oK)

dengan naiknya suhu, bukan hanya molekul – molekul lebih sering bertabrakan tetapi mereka juga bertabrakan dengan dampak yang lebih besar karena mereka bergerak lebih cepat. Pada suhu yang ditinggikan, persentase tabrakan yang mengakibatkan reaksi kimia akan lebih besar, karena makin banyak molekul yang memiiki kecepatan lebih besar dank arena memiliki energy yang cukup untuk bereaksi.

F.      KATALISATOR adalah zat yang ditambahkan ke dalam suatu reaksi dengan maksud memperbesar kecepatan reaksi. Katalis terkadang ikut terlibat dalam reaksi tetapi tidak mengalami perubahan kimiawi yang permanen, dengan kata lain pada akhir reaksi katalis akan dijumpai kembali dalam bentuk dan jumlah yang sama seperti sebelum reaksi.

Fungsi katalis adalah memperbesar kecepatan reaksinya (mempercepat reaksi) dengan jalan memperkecil energi pengaktifan suatu reaksi dan dibentuknya tahap-tahap reaksi yang baru. Dengan menurunnya energi pengaktifan maka pada suhu yang sama reaksi dapat berlangsung lebih cepat.

Suatu katalis diduga mempengaruhi kecepatan reaksi dengan salah satu jalan:

Dengan pembentukan senyawa antara (katalisis homogen)

Dengan adsorpsi (katalisis heterogen)

Pembentukan senyawa antara (katalisis homogen). Terdapat banyak contoh reaksi homogen dalam larutan yang laju reaksinnya ditingkatkan dengan adannya zat katalitik.

Tanpa hadirnya katalis, diperlukan waktu berminggu – minggu untuk menghasilkan etil asetat dengan rendaman maksimal. Dengan hadirnya katalis asam, rendaman maksimal dicapai dalam beberapa zat. Sekali lagi, katalis tidak menambah banyaknya etil asetat yang dapat diperoleh pada kesetimbangan, karena laju reaksi maju dan reaksi balik ditingkatkan dengan sama banyak.

Banyak zat padat yang bertindak sebagai katalis, dapat mengikat cukup banyak kuantitas gas dan cairan pada permukaan mereka berdasarkan adsorpsi. Dalam beberapa hal naiknya kereaktifan ini dapat disebabkan oleh naiknya konsentrasi molekul yang teradsorpsi, mereka berjejalan pada permukaan zat padat sedangkan dalam keadaan gas, mereka terpisah jauh satu sama lain. Dalam hal – hal lain, gaya tarik antar molekul zat padat dan molekul zat cair atau gas yang teradsorpsi mengakibatkan molekul yang teradsorpsi menjadi aktif secara kimia.

Tidak perlunya dalam suatu campuran reaksi yang teradsorpsi dengan kuat dalam katalis dapat berlaku sebagai penghambat dengan mengurangi luas permukaan yang tersedia.

Pelarut. Banyak reaksi yang terjadi dalam larutan dan melibatkan pelarut. Sifat pelarut baik terhadap reaktan, hasil intermediate, dan produknya mempengaruhi laju reaksi. Seperti sifat solvasi pelarut terhadap ion dalam pelarut dan kekuatan interaksi ion dan pelarut dalam pembentukan counter ion.

Radiasi elektromagnetik dan Intensitas Cahaya. Radiasi elektromagnetik dan cahaya merupakan salah satu bentuk energi. Molekul-molekul reaktan dapat menyerap kedua bentuk energi ini sehingga mereka terpenuhi atau meningkatkan energinya sehingga meningkatkan terjadinya tumbukan antar molekul

Pengadukan. Proses pengadukan mempengaruhi kecepatan reaksi yang melibatkan sistem heterogen. Seperti reaksi yang melibatkan dua fasa yaitu fasa padatan dan fasa cair seperti melarutkan serbuk besi dalam larutan HCl, dengan pengadukan maka reaksi akan cepat berjalan.

Kinetika kimia adalah bagian dari ilmu kimia yang mempelajari laju dan mekanisme reaksi kimia. Besi lebih cepat berkarat dalam udara lembab daripada dalam udara kering; makanan lebih cepat membusuk bila tidak didinginkan; kulit bule lebih cepat menjadi gelap dalam musim panas dari pada dalam musim dingin. Ini merupakan tiga contoh yang lazim dari perubahan kimia yang kompleks dengan laju yang beraneka menurut kondisi reaksi.

SENYAWA KOMPLEKS

Pengertian Senyawa Kompleks, Ion, Contoh, Logam, Unsur Transisi, Kimia - Warna yang tampak dalam senyawa kimia tidak hanya menarik, tetapi juga memberikan pengetahuan tentang struktur dan ikatan di dalam senyawa. Logam-logam unsur transisi pada umumnya berwarna sehingga banyak digunakan, misalnya untuk pigmen cat atau kaca.

Senyawa kompleks adalah senyawa yang tersusun dari suatu ion logam pusat dengan satu atau lebih ligan yang menyumbangkan pasangan elektron bebasnya kepada ion logam pusat. Donasi pasangan elektron ligan kepada ion logam pusat menghasilkan ikatan kovalen koordinasi sehingga senyawa kompleks juga disebut senyawa koordinasi [1]. Jadi semua senyawa kompleks atau senyawa koordinasi adalah senyawa yang terjadi karena adanya ikatan kovalen koordinasi antara logam transisi dengan satu atau lebih ligan [2]. Senyawa kompleks sangat berhubungan dengan asam dan basa lewis dimana asam lewis adalah senyawa yang dapat bertindak sebagai penerima pasangan bebas sedangkan basa lewis adalah senyawa yang bertindak sebagai penyumbang pasangan elektron [3]. Senyawa kompleks dapat diuraikan menjadi ion kompleks.

Senyawa kompleks telah banyak dipelajari dan diteliti melalui suatu tahapan-tahapan reaksi (mekanisme reaksi) dengan menggunakan ion-ion logam serta ligan yang berbeda-beda. Ligan memiliki kemampuan sebagai donor pasangan elektron sehingga dapat dibedakan atas ligan monodentat, bidentat, tridentat dan polidentat.

Banyak sintesis senyawa kompleks yang telah dilakukan menghasilkan senyawa antara sebagai katalis yang dapat membantu dalam reaksi-reaksi kimia. Salah satu senyawa yang dapat digunakan dalam sintesis kompleks adalah ligan yang berasal dari basa Schiff, dimana senyawa kompleks yang terbebtuk merupakan salah satu senyawa antara yang dapat digunakan untuk bermacam penerapan ilmu, seperti dalam ilmu biologi, klinik dan analitik. Kerja dan aktivitas obat menunjukkan kenaikan setelah dijadikan logam-logam transisi terkhelat yang ternyata lebih baik daripada hanya menggunakan senyawa organik.

Dalam beberapa hal kompleks tidak memberikan reaksi dalam larutan karakteristik ion logam atau ligan tidak kompleks tetapi stabilitas termodinamik dan kinetik bervariasi sehingga hal ini bukan merupakan kriteria pembentukan senyawa koordinasi.

REAKSI SENYAWA KOMPLEKS

       I.            Reaksi Substitusi

Reaksi substitusi adalah reaksi di mana 1 arau lebih ligan dalam suatu kompleks digantikan oleh ligan lain. Karena ligan memiliki pasangan elektron bebas sehingga bersifat nukleofilik (menyukai inti atom), maka reaksi tersebut juga dikenal sebagai reaksi substitusi nukeofilik (SN).

Berdasarkan mekanismenya reaksi substitusi dapat dibedakan menjadi :

1.    SN1 (lim)

2.    SN1

3.    SN2

4.    SN2 (lim)

5.    SN1 (lim) : substitusi nukleofilik orde-1 ekstrim

Mekanisme reaksi diawali dengan pemutusan salah satu ligan, ini berlangsung lambat sehingga merupakan tahap penentu reaksi (rate determining step). Dengan demikian konstanta laju reaksi (k) hanya dipengaruhi oleh jenis kompleks dan sama sekali tidak dipengaruhi oleh jenis ligan pengganti.

Contoh :

[Co(CN^-)₅(H₂O)]^2- +    Y^- ↔    [Co(CN^-)₅(Y^-)]^2- +    H₂O

Diperoleh data harga k untuk berbagai ligan pengganti (Y^-) sebagai berikut :

ligan pengganti (Y-)	k (detik-1)
Br- I- SCN- N3- H2O-	1,6 . 10-3 1,6 . 10-3 1,6 . 10-3 1,6 . 10-3 1,6 . 10-3

Mekanisme reaksi :

[Co(CN^-)₅(H₂O)]^2- ↔    [Co(CN^-)₅]^2- +       H₂O                (lambat)

[Co(CN^-)₅]^2- +    Y^- ↔    [Co(CN^-)₅(Y^-)]^2-                        (cepat)

Persamaan laju reaksi :  r = k ([Co(CN^-)₅(H₂O)]²

1.      SN1 : substitusi nukleofilik orde-1

Pada tahap penentu laju reaksi terjadi pemutusan maupun pembentukan ikatan. Pada saat ikatan antara ion pusat dengan ligan terganti sudah hampir putus sudah terjadi pembentukan ikatan (walaupun sangat lemah) antara ion pusat dengan ligan pengganti. Dengan demikian tahap penentu utama laju reaksi adalah pemutusan ikatan antara ion pusat dengan ligan terganti dan hanya sedikit dipengaruhi oleh pembentukan ikatan antara ion pusat dengan ligan pengganti. Harga k terutama ditentukan oleh jenis ion kompleks, namun jika jenis ligan pengganti divariasi ternyata memberikan sedikit pengaruh seperti tersaji pada tabel berikut :

ligan pengganti (Y-)	k
	[Ni(H2O)6]2+	[Co(H2O)6]2+
SO42- Glisin Diglisin imidazol	1,5 0,9 1,2 1,6	2 2,6 2,6 4,4

1.      SN2 : substitusi nukleofilik orde-2

Pada tahap penentu laju reaksi terjadi pemutusan maupun pembentukan ikatan. Pada saat ikatan antara ion pusat dengan ligan terganti baru mulai melemah sudah terjadi pembentukan ikatan yang sudah hampir sempurna antara ion pusat dengan ligan pengganti. Dengan demikian tahap penentu utama laju reaksi adalah pembentukan ikatan antara ion pusat dengan ligan pengganti dan hanya sedikit dipengaruhi oleh pemutusan ikatan antara ion pusat dengan ligan terganti.

1.      SN2-lim : substitusi nukleofilik orde-2 ekstrim

Mekanisme reaksi diawali dengan pembentukan ikatan yang sempurna antara ion pusat dengan ligan pengganti, dilanjutkan dengan pemutusan ligan terganti. Dengan demikian zantara (intermediate) merupakan kompleks koordinasi 5. Konstanta laju reaksi (k) dipengaruhi baik oleh jenis kompleks maupun oleh jenis ligan pengganti.

Contoh :

[PtCl₄]^2- +       X^- ↔          [PtCl₃X^-]^2- +   Cl^-

Mekanisme :

[PtCl₄]^2- +       X^- ↔          [PtCl₄X^-]^2- (lambat)

[PtCl₄X^-]^2- ↔         [PtCl₃X^-]^2- +     Cl^- (cepat)

Persamaan laju reaksi :  r = k ([PtCl₄]^2-)²(X^-)

Untuk reaksi SN2 (lim) tersebut dapat disusun urutan laju reaksi untuk bebagai ligan pengganti (Y^-), dimana perbandingan laju reaksi bilamana digunakan ligan PR₃ :  OR^- =  10⁷ :1.

Reaksi substitusi pada kompleks oktahedral pada umunya berlangsung melalui mekanisme  SN1 dan SN1-lim (mekanisme disosiatif), sedang substitusi pada kompleks bujursangkar  pada umunya berlangsung melalui mekanisme SN2 dan SN2-lim (asosiatif). Hal ini dapat dipahami mengingat kompleks koordinat 6 sudah cukup crowded dan tidak ada tempat lagi bagi ligan pengganti untuk bergabung sehingga dihasilkan kompleks koordinat 7. Adapun untuk kompleks bujursangkar masih tersedia ruangan yang cukup longgar bagi ligan pengganti untuk bergabung membentuk intermediate berupa kompleks koordinat 5.

    II.            Reaksi Redoks

Reaksi redoks (reduksi-oksidasi) adalah reaksi dimana terjadi perubahan btlangan oksidasi pada ion-ion pusatya. Berdasarkan mekanismenya dapat dibedakan menjadi 2, yaitu mekanisme bola dalam (inner sphere mechanism) dan mekanisme bola luar (outer sphere mechanism).

a. Mekanisme bola dalam (inner sphere mechanism)

Mekanisme bola dalam juga disebut mekanisme perpindahan ligan karena perpindahan elektron dalam reaksi ini juga disertai dengan perpindahan ligan. Selain itu juga dikenal sebagai mekanisme jembatan ligan karena kompleks teraktivasinya merupakan kompleks dimana ligan yang akan berpindah menjembatani dua ion pusat reaktan. Mekanisme ini terjadi antara dua kompleks di mana kompleks yang 1 innert dan yang lain labil.

Contoh :

[Co(NH₃)₅Cl]²⁺ +  [Cr(H₂O)₆]²⁺ + 5H₃O⁺ ↔  [Co(H₂O)₆]²⁺ +   [CrCl(H₂O)₅]²⁺ + 5NH₄⁺

Dalam reaksi tersebut tejadi perpindahan elektron dari Cr(II) ke Co(III)  disertai dengan perpindahan ligan Cl^- dari Co(III)   ke Cr(II). Jika dalam reaksi digunakan [Co(NH₃)₅^*Cl]²⁺ dan juga ditambahkan Cl^- ke dalam larutan tenyata yang dihasilkan adalah [Cr^*Cl(H₂O)₅]²⁺ dan bukan [CrCl(H₂O)₅]²⁺ , artinya Cl^- yang terikat pada Cr adalah Cl^- yang semula terikat oleh Co. Untuk menjelaskan hal itu, H.Taube mengusulkan bahwa kompleks teraktivasi merupakan kompleks dimana ligan yang akan berpindah menjembatani dua ion pusat reaktan, yaitu  [(NH₃)₅Co-Cl-Cr(H₂O)₅]⁴⁺. Jadi Cl berfungsi sebagai “kabel” untuk perpindahan elektron dari Cr(II) ke Co(III) sehingga masing-masing berubah menjadi Cr(III) ke Co(II). Setelah terjadi perpindahan elektron jari-jari Cr mengecil (karena muatan positif bertambah), sebaliknya Co membesar (karena muatan positif berkurang). Akibatnya daya tarik  Cr(III) terhadap ligan Cl^- lebih besar dibanding daya tarik  Co(II) terhadap ligan Cl^- dan setelah ikatan putus Cl^- terikat oleh Cr(III).

Mekanisme :

[Co(NH₃)₅Cl]²⁺ +  [Cr(H₂O)₆]²⁺ ↔    [(NH₃)₅Co-Cl-Cr(H₂O)₅]⁴⁺ +    H₂O

[(NH₃)₅Co-Cl- Cr(H₂O)₅]⁴⁺ ↔    [(NH₃)₅Co]²⁺ +     [Cl^-Cr(H₂O)₅]²⁺

[(NH₃)₅Co]²⁺ +      5H₃O⁺ +    H₂O    ↔     [Co(H₂O)₆]²⁺ +    5NH₄⁺

Fakta lain yang mendukung usulan Taube tersebut adalah bahwa jika digunakan ligan yang lebih konduktif  (lebih polar atau memiliki ikatan rangkap, ternyata reaksi berlangsung lebih cepat :

V_I^- >  V_Br^- >  V_Cl-

V_{-CH=CH-CH-COO}- >  V_{-CH2-CH2-CH2-COO}-

b. Mekanisme bola luar (outer sphere mechanism)

Dalam mekanisme ini hanya terjadi perpindahan electron dan tidak disertai dengan perpindahan ligan, sehingga juga dikenal sebagai mekanisme perpindahan electron. Mekanisme ini terjadi dalam reaksi antara 2 kompleks yang inert.

Contoh :

[^*Fe(CN)₆]^4- +    [Fe(CN)₆]^3- →      [^*Fe(CN)₆]^3- +     [Fe(CN)₆]^4-

Karena kedua kompleks bersifat innert, maka pelepasan berlangsung lambat. Adapun elektron, dapat berpindah dengan sangat cepat (jauh lebih cepat dari perpindahan ligan) ; oleh karena itu tidak mugkin terjadi kompleks teraktivasi jembatan ligan. Dalam hal ini akan ditinjau 2 kemungkinan mekanisme :

§  Kedua kompleks saling mendekat kemudian diikuti oleh perpindahan elektron dari Fe(III) ke ^*Fe(II). Jika hal ini terjadi maka akan tejadi kompleks ^*Fe(II) dengan ikatan logam-ligan yang perlalu pendek, dan kompleks Fe(III) dengan ikatan logam-ligan yang perlalu panjang. Kedua produk tersebut memiliki tingkat energi yang tinggi (tak stabil), sehinga diduga tidak tejadi.

§  Kedua kompleks terlebih dahulu membentuk ompleks yangh simetris. Ikatan logam-ligan pada ^*Fe(II) agak mengkerut sedang pada Fe(III) agak mulur. Hal ini juga memerlukan energi tetapi relatif sedikit. Setelah kedua kompleks bergeometri sama (keadaan teaktivasi elektron berrpindah dari Fe(III) ke ^*Fe(II) melalui ligan-ligan kedua kompleks yang saling berdekatan. Dugaan ini didukung oleh fakta bahwa jika perbedaan panjang ikatan logam-ligan dalam kedua kompleks semakin besar tenyata ternyata reaksi berlangsung semakin lambat

Pereaksi	K (pada suhu 25 oC)
[*Mn(CN)6]4- +    [Fe(CN)6]4- [*Fe(CN)6]3- +    [Fe(CN)6]4- [*Co(NH3)6]2+ +    [Co(NH3)6]3+	> 106 mol detik-1 ≈ 105 mol detik-1 ≈ 104 mol detik-1

 III.            Pengaruh Trans

Dalam reaksi substitusi pada kompleks platinum teramati bahwa laju reaksi sangat dipengaruhi oleh sifat gugus yang berada pada posisi trans dari ligan terganti. Ligan-ligan dapat diurutkan berdasarkan ”pengaruh trans”, yaitu kemampuan melabilkan ligan lain yang berada pada posisi trans untuk siap digantikan. Dalam daftar berikut ligan diurutkan mulai dari yang memiliki  ”pengaruh trans” paling kuat, : CO, CN^-, C₂H₄ > PR₃, H^-, RO > CH₃^-, SC(NH₂)₂> C₆H₅, NO₂^-, I^-, SCN^- > Br^- > Cl^- > NH₃, Py, RNH₂, F^- > OH^- > H₂O.

WARNA	WARNA KOMPLEMEN
Hijau kekuningan Hijau Biru kehijauan Hijau kebiruan Biru Biru keunguan	Ungu kebiruan Ungu kemerahan Merah Oranye Kuning keoranyean Kuning

Ion Kompleks

Ion kompleks adalah senyawa ionik, di mana kation dari logam transisi berikatan dengan dua atau lebih anion atau molekul netral. Dalam ion kompleks, kation logam unsur transisi dinamakan atom pusat, dan anion atau molekul netral terikat pada atom pusat dinamakan ligan (Latin: ligare, artinya mengikat).

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.

Contoh ion kompleks adalah [Fe(H₂O)₆]³⁺.

Atom Fe bermuatan 3+ dengan konfigurasi elektron [Ar] 3d⁵ 4s⁰. Oleh karena atom Fe dapat mengikat enam molekul H₂O (netral), atom Fe harus menyediakan enam buah orbital kosong. Hal ini dicapai melalui hibridisasi d²sp³. Proses hibridisasinya adalah sebagai berikut. 

Konfigurasi atom Fe :

Konfigurasi dari ion Fe³⁺ :

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 atom O dalam molekul H₂O.

Molekul atau ion yang bertindak sebagai ligan, yang terikat pada atom pusat, sekurang-kurangnya harus memiliki satu pasang elektron valensi yang tidak digunakan, misalnya Cl^–, CN^–, H₂O, dan NH₃, seperti ditunjukkan pada struktur Lewis Gambar 1.

Gambar 1. (a) Ligan H2O dan (b) NH3.

Pada pembentukan ion kompleks, ligan dikatakan mengkoordinasi logam sebagai atom pusat. Ikatan yang terbentuk antara atom pusat dan ligan adalah ikatan kovalen koordinasi. Penulisan rumus kimia untuk ikatan koordinasi dalam senyawa kompleks digunakan tanda kurung siku. Jadi, dalam rumus [Cu(NH₃)₄]SO₄ terdiri atas kation [Cu(NH₃)₄]²⁺ dan anion SO₄^2–, dengan kation merupakan ion kompleks. Senyawa yang terbentuk dari ion kompleks dinamakan senya a kompleks atau koordinasi.

Ion kompleks memiliki sifat berbeda dengan atom pusat atau ligan pembentuknya. Misalnya, pada ion kompleks Fe(SCN)²⁺, ion SCN^– tidak berwarna dan ion Fe³⁺ berwarna cokelat. Ketika kedua spesi itu bereaksi membentuk ion kompleks, [Fe(SCN)₆]^3– warnanya menjadi merah darah.

Pembentukan kompleks juga dapat mengubah sifat-sifat ion logam, seperti sifat reduksi atau sifat oksidasi. Contohnya, Ag⁺ dapat direduksi oleh air dengan potensial reduksi standar:

Ag⁺(aq) + e^– → Ag(s)         E^o = +0,799 V

Namun ion [Ag(CN)₂]^– tidak dapat direduksi oleh air sebab ion Ag⁺ sudah dikoordinasi oleh ion CN^– menjadi stabil dalam bilangan oksidasi +1.

[Ag(CN)₂]^–(aq) + e^– → Ag(s)          E^o = –0,31 V

Pertanyaan:
      Perbedaan ion kompleks dengan senyawa ionik?

JAWAB :

 Senyawa kompleks
1.  Senyawa kompleks adalah senyawa yang tersusun dari suatu ion logam pusat dengan satu
atau lebih ligan yang menyumbangkan pasangan elektron bebasnya kepada ion logam
pusat. Donasi pasangan elektron ligan kepada ion logam pusat menghasilkan ikatan kovalen
koordinasi sehingga senyawa kompleks juga disebut senyawa koordinasi . Jadi semua
senyawa kompleks atau senyawa koordinasi adalah senyawa yang terjadi karena adanya
ikatan kovalen koordinasi antara logam transisi dengan satu atau lebih ligan .
Senyawa kompleks sangat berhubungan dengan asam dan basa lewis dimana asam lewis
adalah senyawa yang dapat bertindak sebagai penerima pasangan bebas sedangkan basa
lewis adalah senyawa yang bertindak sebagai penyumbang pasangan elektron .
Senyawa kompleks dapat diuraikan menjadi ion kompleks.

2. Ion Kompleks
Ion kompleks adalah senyawa ionik, di mana kation dari logam transisi berikatan dengan
dua atau lebih anion atau molekul netral. Dalam ion kompleks, kation logam unsur
transisi dinamakan atom pusat, dan anion atau molekul netral terikat pada atom pusat
dinamakan ligan (Latin: ligare, artinya mengikat).