Tugas Kelompok Kimia Koordinasi

Makalah Kimia Koordinasi

Sejarah Kimia Koordinasi Dan Teori Medan Ligan

Disusun Oleh :

ANISAH

DYAH AYU ANGGRAINI

EGA ROFINA

EMA AMERINA

FIFIT RIANI

GENTA AFRANITA

LINDA LISMAWATI

MAFTUHIN

MARTIN FRANKLIN JILIUS

RISKA FITRIANI

SITI MAYSAROH

SRI RAHMAWATI

SUSANTO

SYAMSUL RIZAL

JURUSAN KIMIA

FAKULTAS MATEMATIKA DAN ILMU PENGETAHUAN ALAM

UNIVERSITAS RIAU

PEKANBARU

2011

Kimia Koordinasi Page 1

KATA PENGANTAR

Alhamdulillah kami ucapkan kepada Allah SWT yang telah melimpahkan rahmat

dan karunia-Nya sehingga kami dapat menyelesaikan tugas makalah Kimia

Koordinasi.

Makalah ini ditulis sebagai tugas yang diberikan kepada kami.Penulis sangat

berterima kasih kepada ibu Halida Sophia,M.Si sebagai dosen pengasuh mata kuliah

Kimia Koordinasi yang telah memberikan bimbingan dan pengajaran kepada kami

dalam menyelesaikan makalah ini.

Kami menyadari bahwa makalah ini masih banyak kekurangannya, oleh sebab

itu kami sangat mengharapkan kritik dan saran demi kesempurnaan makalah ini.

Harapan kami semoga makalah ini dapat bermanfaat bagi kita semua. Terima kasih

Wassalamualaikum Wr.Wb.

Pekanbaru, 14 November 2011

Kimia Koordinasi Page 2

DAFTAR ISI

KATA PENGANTAR ……………………………………..…………………………………………………………… 2

DAFTAR ISI ………………………………………………………..……………………………………………………. 3

BAB I PENDAHULUAN ………………………………………………………..…………………………………… 4

BAB II ISI

2.1 Teori Jorgensen ……………………………………..…………………………………………………… 5

2.2 Teori alferd Werner ……………………………………..……….…………………………………… 6

2.3 Teori Langmuir ……………………………………..…….……………………………………………… 7

2.4 Teori Modern ……………………………………..…………………………..…………………………. 7

2.5 Teori Medan Ligan ……………………………………………………………………………………… 8

BAB III PENUTUP

3.1 Kesimpulan ……………………………………………………………………………………………….. 19

3.2 Saran ………………………………………………………………………………………………………... 19

DAFTAR PUSTAKA

Kimia Koordinasi Page 3

BAB I

PENDAHULUAN

Pada awal perkembangannya, senyawa kompleks banyak mengundang

pertanyaan bagi para ilmuwan disaat itu akan sifatnya yang stabil. Kestabilan dari

senyawa tersebut tidak dapat dijelaskan dengan menggunakan teori-teori mengenai

struktur dan valensi atom yang dikenal saat itu. Misalnya saja, bagaimana CoCl3 yang

merupakan suatu garam yang stabil dapat bereaksi dengan sejumlah senyawa

seperti NH3 dan menghasilkan sejumlah senyawa baru : CoCl3.6NH3; CoCl3.5NH3 dan

CoCl3.4NH3 ? Struktur semacam apa yang dimiliki oleh senyawaan tersebut?

Bagaimana ikatan yang terbentuk antar atom dalam senyawaan itu?

Untuk meneliti sifat dan struktur dari senyawa semacam itu, para ilmuwan

membuat berbagai macam senyawa dengan reaksi kimia yang sederhana untuk

mencari suatu pola tertentu dari senyawa-senyawa tersebut.

Kimia Koordinasi Page 4

BAB II

ISI

2.1 Teori Jorgensen

Teori Rantai yang dikemukakan oleh seorang kimiawan Denmark, S.M.

Jorgensen sekitar tahun 1875, merupakan salah satu usaha utama untuk

menjelaskan ikatan yang terbentuk dalam senyawa kompleks.

Jorgensen mengajukan teorinya berdasarkan reaksi pengendapan AgCl oleh

CoCl3.xNH3.

CoCl3.6NH3 (jingga-kuning) + AgCl (excess) 3 AgCl

CoCl3.5NH3 (pink) + AgCl (excess) 2 AgCl

CoCl3.4NH3 + AgCl (excess) 1 AgCl

CoCl3.3NH3 (biru-hijau) + AgCl (excess) -

Berdasarkan perbandingan mol AgCl yang terendapkan, maka Jorgensen

mengusulkan struktur untuk CoCl3.6NH3, CoCl3.5NH3, CoCl3.4NH3 masing-masing

sebagai berikut :

Kimia Koordinasi Page 5

CoCl3.6NH3

CoCl3.5NH3

Menurut Jorgensen, atom Cl yang terikat langsung pada Co terikat sangat kuat

sehingga tidak dapat diendapkan, sementara atom Cl yang terikat pada NH3 mudah

lepas sehingga dapat diendapkan oleh perak nitrat. Hasil eksperimen untuk reaksi

CoCl3.6NH3, CoCl3.5NH3, CoCl3.4NH3 sesuai dengan struktur teoritis yang diajukan.

Akan tetapi teori Jorgensen ini tidak dapat menjelaskan struktur yang sesuai untuk

senyawa CoCl3.4NH3.

2.2 Teori Alfred Werner

Pada tahun 1893, ilmuwan berkebangsaan Swiss, Alfred Werner mengajukan

suatu teori mengenai ikatan yang terbentuk dalam suatu kompleks.

Postulat-postulat dari teori Werner adalah sebagai berikut :

1. Dalam senyawa kompleks, ion logam yang menjadi atom pusat dapat

memiliki dua macam valensi, yaitu valensi primer dan valensi sekunder.

2. Logam pusat memiliki kecenderungan untuk menjenuhkan baik valensi

primer maupun valensi sekudernya.

3. Valensi primer diisi oleh anion, dan tidak menentukan geometri dari

kompleks. Spesi yang mengisi valensi primer dapat diionkan sehingga dapat

diendapkan.

Kimia Koordinasi Page 6

CoCl3.4NH3

4. Valensi sekunder dapat diisi baik oleh anion maupun spesi netral. Spesi yang

mengisi valensi sekunder terikat dengan kuat dan memiliki kedudukan khusus

dalam ruang

5. Banyaknya spesi yang mengisi valensi sekunder menentukan bentuk

geometri dari kompleks

2.3 Teori Langmuir

kimiawan fisika Amerika, Irving Langmuir, tiap atom akan melengkapi kulit

elektron terluar dan mencapai kestabilan. Selubung luar yang lengkap secara normal,

menurut Lewis, terdiri dari delapan elektron – konfigurasi dari gas langka yang stabil,

yang disebut gas mulia. Inilah aturan oktet, dan ia membantu menjelaskan mengapa

periodisitas Mendeleyev sering terjadi dalam kelipatan delapan.

2.4 Teori Modern

Dalam pengertian modern, valensi primer dalam Teori Werner adalah tingkat

oksidasi dari logam pusat. Spesi yang mengisi valensi sekunder adalah ligan, dan

jumlah valensi sekunder dalam istilah modern disebut sebagai bilangan koordinasi.

Berdasarkan postulat-postulat di atas, Werner dapat meramalkan struktur

dari CoCl3.xNH3.

Misalnya pada senyawa CoCl3.6NH3, Werner menyatakan bahwa struktur

senyawa tersebut adalah sebagai berikut:

Kimia Koordinasi Page 7

Dalam struktur di atas, Co memiliki 6 valensi sekunder (----) dan memiliki bentuk

geometris oktahedral. Kesemua valensi sekunder diisi oleh NH3. Co masih memiliki

tiga valensi primer ( ) dan ketiganya diisi oleh Cl. Karena Cl terikat pada valensi

primer, maka Cl dapat terionkan dan diendapkan menjadi AgCl dengan larutan perak

nitrat.

Untuk senyawa CoCl3.3NH3, Werner mengajukan struktur sebagai berikut:

Pada CoCl3.3NH3, Cl terikat pada valensi primer dan pada valensi sekunder,

sehingga tidak dapat terionkan dan diendapkan oleh perak nitrat.

Dalam teori modern, maka valensi primer pada Teori Werner menunjukkan

bilangan oksidasi dari logam pusat, sementara valensi sekunder adalah bilangan

koordinasi yang menunjukkan banyaknya ligan yang dapat diikat oleh logam pusat.

2.5 Teori Medan Ligan

Teori medan ligan (Ligand Field Theory), disingkat LFT, adalah sebuah teori

yang menjelaskan ikatan pada senyawa kompleks koordinasi. Ia merupakan

aplikasi teori orbital molekul pada kompleks logam transisi. Ion logam transisi

mempunyai enam orbital atom terhibridisasi dengan energi yang sama untuk

berikatan dengan ligan-ligannya. Analisis LFT bergantung pada geometri kompleks.

Kimia Koordinasi Page 8

NH3

NH3NH3

NH3

NH3NH3

Co

Cl

Cl

Cl

Co

NH3

NH3NH3Cl

Cl Cl

Walaupun begitu, untuk tujuan tertentu, kebanyakan analisis berfokus pada

kompleks oktahedral dengan enam ligan berkoordinasi dengan logam.

a. Ikatan σ

Orbital-orbital molekul yang dibentuk oleh koordinasi dapat dilihat sebagai

akibat dari donasi dua elektron oleh tiap-tiap donor σ ligan ke orbital-d logam.

Pada kompleks oktahedral, ligan mendekat ke logam sepanjang sumbu x, y,

dan z, sehingga orbital simetri σ nya membentuk kombinasi ikatan dan anti-

ikatan pada orbital dz2 dan dx

2−y

2. Orbital dxy, dxz dan dyz yang tersisa menjadi

orbital non-ikatan. Beberapa interaksi ikatan (dan anti-ikatan) yang lemah

dengan orbital s dan p logam juga terjadi, menghasilkan total 6 orbital molekul

ikatan (dan 6 orbital anti ikatan).

Gambar 1. Ligand-Field scheme summarizing σ-bonding in the octahedral complex

[Ti(H2O)6]3+.

Dalam istilah simetri molekul, enam orbital pasangan menyendiri ligan-ligan

membentuk enam kombinasi linear simetri tersuai (Symmetry adapated linear

combination) orbital atau juga disebut sebagai orbital kelompok ligan (ligand group

orbitals). Representasi taktereduksinya adalah a1g, t1u dan eg. Logam juga mempunyai

enam orbital valensi yang memiliki representasi taktereduksi yang sama, yaitu orbital

s berlabel a1g, orbital p berlabel t1u, dan orbital dz2 beserta dx

2−y

2 berlabel eg. Enam

Kimia Koordinasi Page 9

orbital molekul ikatan σ dihasilkan oleh kombinasi orbital SALC ligan dengan orbital

logam yang bersimetri sama.

b. Ikatan π

Ikatan π pada kompleks oktahedral terbentuk dengan dua cara: via

orbital p ligan yang tidak digunakan pada ikatan σ, ataupun via orbital molekul π

atau π* yang terdapat pada ligan. Orbital-orbital plogam digunakan untuk ikatan

σ, sehingga interaksi π terjadi via orbital d, yakni dxy, dxz dan dyz. Orbital-orbital ini

adalah orbital yang tidak berikatan apabila hanya terjadi ikatan σ.

Satu ikatan π pada kompleks koordinasi yang penting adalah ikatan π logam

ke ligan, juga dikenal sebagai ikatan balik π. Ia terjadi ketika LUMO ligannya

adalah orbital π* anti-ikatan. Orbital-orbital ini berenergi sangat dekat dengan

orbital-orbital dxy, dxz dan dyz orbitals, sehingga mereka dapat membentuk orbital

ikatan. Orbital anti-ikatan ini berenergi lebih tinggi daripada orbital anti-ikatan

dari ikatan σ bonding, sehingga setelah orbital ikatan π yang baru terisi dengan

elektron dari orbital-orbital d logam, ΔO meningkat dan ikatan antara ligan

dengan logam menguat. Ligan-ligan pada akhirnya memiliki elektron pada orbital

molekul π*-nya, sehingga ikatan π pada ligan melemah.

Bentuk koordinasi ikatan π yang lain adalah ikatan ligan ke logam. Hal ini

terjadi apabila orbital simetri- π p atau orbital π pada ligan terisi. Ia bergabung

dengan orbital dxy, dxz dan dyz logam, dan mendonasikan elektron-elektronnya,

sehingga menghasilkan ikatan simetri-π antara ligan dengan logam. Ikatan

logam-ligan menguat oleh interaksi ini, namun orbital molekul anti-ikatan dari

ikatan ligan ke logam tidak setinggi orbital molekul anti-ikatan dari ikatan σ. Ia

terisi dengan elektron yang berasal dari orbital d logam dan

menjadi HOMO kompleks tersebut. Oleh karena itu, ΔO menurun ketika ikatan

ligan ke logam terjadi.

Stabilisasi yang dihasilkan oleh ikatan logam ke ligan diakibatkan oleh donasi

muatan negatif dari ion logam ke ligan. Hal ini mengijinkan logam menerima

ikatan σ lebih mudah. Kombinasi ikatan σ ligan ke logam dan ikatan π logam ke

ligan merupakan efek sinergi dan memperkuat satu sama lainnya.

Kimia Koordinasi Page 10

Karena enam ligan mempunyai dua orbital simetri π, terdapat total

keseluruhan dua belas orbital tersebut. Kombinasi linear simetri tersuainya

mempunyai empat degenerat triplet representasi taktereduksi, salah satunya

bersimetri t2g. Orbital dxy, dxz dan dyz pada logam juga mempunyai simetri ini,

sehingga ikatan π yang terbentuk antara logam pusat dengan enam ligan juga

mempunyai simetri tersebut.

Kompleks oktahedral berbilangan koordinasi enam

Lima orbital d dalam kation logam transisi terdegenerasi dan memiliki energi

yang sama.

Gambar 2. Perubahan energi elektronik selama proses pembentukan kompleks.

Medan listrik negatif yang sferik di sekitar kation logam akan menghasilkan

tingkat energi total yang lebih rendah dari tingkat energi kation bebas sebab ada

interaksi elektrostatik. Interaksi repulsif antara elektron dalam orbital logam dan

medan listrik mendestabilkan sistem dan sedikit banyak mengkompensasi

stabilisasinya (Gambar 2).

Kimia Koordinasi Page 11

Gambar 3. Posisi ligan dalam koordinat Catesius dengan atom logam di pusat

koordinat.

Kini ion tidak berada dalam medan negatif yang uniform, tetapi dalam medan

yang dihasilkan oleh enam ligan yang terkoordinasi secara oktahedral pada atom

logam. Medan negatif dari ligan disebut dengan medan ligan. Muatan negatif, dalam

kasus ligannya anionik, atau ujung negative (pasangan elektron bebas) dalam kasus

ligan netral, memberikan gaya tolakan pada orbital d logam yang anisotropik

bergantung pada arah orbital. Positisi kation logam dianggap pusat koordinat

Cartesius (Gambar 6.5). Maka, orbital dx2-y2 dan dz2 berada searah dengan sumbu

dan orbital dxy, dyz, dan dxz berada di antara sumbu. Bila ligand ditempatkan di

sumbu, interaksi repulsifnya lebih besar untuk orbital eg (dx2-y2, dz2) daripada

untuk orbital t2g (dxy, dyz, dxz), dan orbital eg didestabilkan dan orbital t2g

distabilkan dengan penstabilan yang sama. Dalam diskusi berikut ini, hanya

perbedaan energi antara orbital t2g dan eg sangat penting dan energi rata-rata

orbital orbital ini dianggap sebagai skala nol. Bila perbedaan energi dua orbital eg

dan tiga orbital t2gm dianggap Δo, tingkat energi eg adalah +3/5Δo dan tingkat

Kimia Koordinasi Page 12

energi orbital t2g adalah -2/5Δo (Gambar 4). (Δo biasanya juga diungkapkan dengan

10 Dq. Dalam hal ini energi eg menjadi 6 Dq dan energi t2g -4 Dq).

Gambar 4. Pembelahan medan ligan dalam medan oktahedral dan tetrahedral.

Ion logam transisi memiliki 0 sampai 10 elektron d dan bila orbital d yang

terbelah diisi dari tingkat energi rendah, konfigurasi elektron t2gxeg

y yang berkaitan

dengan masing-masing ion didapatkan. Bila tingkat energi nol ditentukan sebagai

tingkat energi rata-rata, energi konfigurasi elektron relative terhadap energi nol

adalah

LFSE = (-0.4x+0.6y)Δ0

Nilai ini disebut energi penstabilan medan ligan (ligand field stabilization

energy = LFSE). Konfigurasi elektron dengan nilai LFSE lebih kecil (dengan

memperhitungkan tanda minusnya) lebih stabil. LFSE adalah parameter penting

untuk menjelaskan kompleks logam transisi. Syarat lain selain tingkat energi yang

diperlukan untuk menjelaskan pengisian elektron dalam orbital t2g dan eg adalah

energi pemasangan. Bila elektron dapat menempati orbital dengan spin antiparalel,

namun akan ada tolakan elektrostatik antar elektron dalam orbital yang sama.

Tolakan ini disebut energi pemasangan (pairing energy = P). Bila jumlah elektron d

kurang dari tiga, energi pemasangan diminimasi dengan menempatkan elektron

Kimia Koordinasi Page 13

dalam orbital t2g dengan spin paralel. Dengan demikian konfigurasi elektron yang

dihasilkan adalah t2g1, t2g2, atau t2g3.

Dua kemungkinan yang mungkin muncul bila ada elektron ke-empat. Orbital

yang energinya lebih rendah t2g lebih disukai tetapi pengisian orbital ini akan

memerlukan energi pemasangan, P.

Energi totalnya menjadi:

-0.4Δo × 4 + p = -1.6Δo + P

Bila elektron mengisi orbital yang energinya lebih tinggi eg, energi totalnya

menjadi:

-0.4Δo × 3 + 0.6Δo = -0.6Δo

Konfigurasi elektron yang akan dipilih bergantung pada mana dari keduanya

yang nilainya lebih besar. Oleh karena itu bila Δo > P, t2g4 lebih disukai dan

konfigurasi ini disebut medan kuat atau konfigurasi elektron spin rendah. bila Δo < P,

t2g3 eg1 lebih disukai dan konfigurasi ini disebut medan lemah atau konfigurasi

elektron spin tinggi. Pilihan yang sama akan terjadi untuk kompleks oktahedral d5,

d6, dan d7 dan dalam medan kuat akan didapat t2g5, t2g6, t2g6 eg1 sementara

dalam medan lemah akan lebih stabil bila konfigurasinya t2g3 eg2 , t2g4 eg2 ,

t2g5eg2.

Parameter pemisahanmedan ligan Δo ditentukan oleh ligan dan logam,

sementara energi pemasangan, P,hamper konstan dan menunjukkan sedikit

ketergantungan pada identitas logam.

Kompleks bujur sangkar

Kompleks dengan empat ligan dalam bidang yang mengandung atom logam

di pusatnya disebut kompleks bujur sangkar. Lebih mudah untuk dipahami bila kita

menurunkan tingkat energy kompleks bujur sangkar dengan memulainya dari tingkat

energi kompkes octahedral heksakoordinat. Dengan menempatkan enam ligan di

sumbu koordinat Cartesian, kemudian dua ligan perlahan-lahan digeser dari atom

pusat dan akhirnya hanya empat ligan yang terikat terletak di bidang xy. Interaksi

dua ligan di koordinat z dengan orbital dz2, dxz, dan dyz menjadi lebih kecil dan

tingkat energinya menjadi lebih rendah. Di pihak lain empat ligan sisanya mendekati

atom logam dan tingkat energi dx2-y2 dan dxy naik akibat pergeseran dua ligan. Hal

Kimia Koordinasi Page 14

ini menghasilkan urutan tingkat energinya menjadi dxz, dyz < dz2 < dxy << dx2-y2

(Gambar 5). Kompleks Rh+, Ir+, Pd2+, Pt2+, dan Au3+ dengan konfigurasi d8

cenderung membentuk struktur bujur sangkar sebab 8 elektron menempati orbital

terendah dan orbital tertinggi dx2-y2 kosong.

Gambar 5. Perubahan energi orbital dari koordinasi oktahedral ke bujur sangkar.

Kompleks tetrahedral

Kompleks tetrahedral memiliki empat ligan di sudut tetrahedral di sekitar

atom pusat. [CoX4]2- (X= Cl，Br, I), Ni(CO)4, dsb. adalah contoh-contoh komplkes

berbilangan oksidasi 4 (Gambar 3). Bila suatu logam ditempatkan di titik nol sumbu

Cartesian, seperti dalam kompleks oktahedral, orbital e (dx2-y2, dz2) terletak jauh

dari ligan dan orbital t2 (dxy, dyz, dxz) lebih dekat ke ligan. Akibatnya, tolakan

elektronik lebih besar untuk orbital t2, yang didestabilkan relatif terhadap orbital e.

Medan ligan yang dihasilkan oleh empat ligan membelah orbital d yang

terdegenerasi menjadi dua set orbital yang terdegenarsi rangkap dua eg dan yang

terdegenarsi rangkap tiga tg (Gambar 4). Set t2 memiliki energy +2/5 Δt dan set e

memiliki enegi -3/5 Δt dengan pembelahan ligan dinyatakan sebagai Δt. Karena

jumlah ligannya hanya 4/6 = 2/3 dibandingkan jumlah ligan dalam kompleks

oktahedral, dan tumpangtindih ligannya menjadi lebih kecil maka pembelahan ligan

Kimia Koordinasi Page 15

Δt sekitar separuh Δo. Akibatnya, hanya konfigurasi elektron spin tinggi yang dikenal

dalam komplkes tetrahedral. Energi pembelahan ligan dihitung dengan metoda di

atas sebagaimana diperlihatkan dalam Tabel 1.

Tabel 1. Energi penstabilan medan ligan (LFSE).

Efek Jahn-Teller

Bila orbital molekul poliatomik nonlinear terdegenerasi, degenerasinya akan

dihilangkan dengan mendistorsikan molekulnya membentuk simetri yang lebih

rendah dan akhirnya energinya lebih rendah. Inilah yang dikenal dengan efek Jahn-

Teller dan contoh khasnya adalah distorsi tetragonal dari kompleks oktahedral

kompleks Cu2+ heksakoordinat.

Kimia Koordinasi Page 16

Gambar 6. Pembelahan Jahn Teller ion Cu2+.

Ion Cu2+ memiliki konfigurasi d9 dan orbital eg dalam struktur oktahedral

diisi oleh tiga elektron.

Bila orbital eg membelah dan dua elektron menempati orbital yang lebih

rendah dan satu electron di orbital yang lebih atas, sistemnya akan mendapatkan

energy sebesar separuh perbedaan energi, δ, dari pembelahan orbital. Oleh karena

itu distorsi tetragonal dalam sumbu z disukai.

Kelemahan Teori Medan Ligan

a. ligan dianggap sebagai suatu titik muatanb.tidak ada interaksi

antara orbital logam dengan orbital ligan.

b. orbital d dari logam kesemuanya terdegenerasi dan memiliki

energiyang sama, akan tetapi, jika terbentuk kompleks, maka akan

terjadipemecahan tingkat energi orbital

c. akibat adanya tolakan darielektron pada ligan, pemecahan tingkat energi

orbital d ini tergantungorientasi arah orbital logam dengan arah datangnya

ligan

Kimia Koordinasi Page 17

Pembentukan Orbital Molekul σ Dalam Senyawa Kompleks

P a d a s e n y a w a k o m p l e k s , o r b i t a l m o l e k u l t e r b

e n t u k s e b a g a gabungan/kombinasi dari orbital atom logam dengan

orbital atom dari ligan. Orbital atom logam dapat bergabung dengan

orbital atom ligan jika orbital-orbital atom tersebut memiliki simetri yang

sama.Untuk logam transisi pertama, orbital yang dapat membentuk

orbitalmolekul adalah orbital-orbital eg(dx2-d n d z2) , 4 s , 4 p , 4 p x, 4py d a n

4 p z. Orbital-orbital t2g(dxy, dxzdan dyz) dari logam tidak dapat membentuk orbital

σ k a r e n a o r i e n t a s i a r a h n y a y a n g b e r a d a d i a n t a r a s u m b u x , y d a n

z .

Kimia Koordinasi Page 18

BAB III

PENUTUP

3.1 Kesimpulan

1. ligan dianggap sebagai suatu titik muatanb.tidak ada interaksi

antara orbital logam dengan orbital ligan.

2. orbital d dari logam kesemuanya terdegenerasi dan memiliki

energiyang sama, akan tetapi, jika terbentuk kompleks, maka akan

terjadipemecahan tingkat energi orbital

3. akibat adanya tolakan darielektron pada ligan, pemecahan tingkat energi

orbital d ini tergantungorientasi arah orbital logam dengan arah datangnya

ligan

4. Dalam pengertian modern, valensi primer dalam Teori Werner adalah tingkat

oksidasi dari logam pusat. Spesi yang mengisi valensi sekunder adalah ligan,

dan jumlah valensi sekunder dalam istilah modern disebut sebagai bilangan

koordinasi.

3.2 Saran

Dari makalah ini ada banyak gambar yang tidak di lenkapi karena terjadi sedikit

kesalahan. Maka dari itu, kami mengharapkan kritik dan saran dari pembaca untuk

menyempurnakan makalh ini.

Kimia Koordinasi Page 19

DAFTAR PRSTAKA

Anonim.2010.Teori Medan Ligan – Wikipedia Bahasa Indonesia , eksiklopedia

bebas.html.

Ardha.2010. Teori Medan Kristal. Just Chemistry ITS Teori Medan Kristal by

ardha.html

Miessler,G,L.Tarr,D.A. Inorganic Chemistry Third Edition. St.Olaf Collage Northfiled,

Minnesota.

Oktaviar,D.2011. Teori Medan Ligan. http://education

inscience.blogspot.com/2011/10/teori-medan-ligan.html.

Oxtoby,D,W.2003. Prinsip-2 Kimia Modern 2 Ed. 4 - Google

Buku.htm#v=onepage&q=pembelahan medan ligand&f=false

Saito,T.1996. Buku Online Teks Kimia Anorganik. Terjemahan : Ismunandar. Iwanaki

Shoten, Tokyo.

Tanty.2011.Belajar Teori Medan Ligan.

http://id.shvoong.com/exact-sciences/chemistry/2135743-belajar-teori-

medan-ligan/

http://www.scribd.com/doc/56573233/Bab-III-Teori-Ikatan-Dalam-Kompleks

Kimia Koordinasi Page 20