File Education

Ikatan senyawa kovalen Polar dan Non Polar

Perbedaan Senyawa Polar dan Senyawa Non Polar
Polar :
- Bentuk dari polar sendiri tdk simetris
- Terdiri atas unsur logam serta non logam
- Elektronegativitas diantar-antar unsurnya besar-besar
- Senyawa pada polar bisa dicampur dengan senyawa polar lainya, dan senyawa Non-polar akan berpisah dari Non-Polar lainya :
- Bentuknya berbentuk simetris
- Terdiri dari unsur2 Non-logam
- Elektronegativitas antar unsur-unsurnya kecil
- Senyawa pada polar bisa dicampur dengan senyawa polar lainya, dan senyawa Non-polar akan berpisah

Ikatan senyawa kovalen Polar dan Non Polar:

Adanya polarisasi karena adanya perbedaan keelektronegatifan antar 2 unsur atom yang berbeda yang  menyebabkan ikatan kovalen dapat dibagi menjaadi ikatan kovalen polar dan ikatan kovalen nonpolar.
Polar dapat dijumpai di molekul-molekul hidrogen klorida,dan ikatan kovalen non-polar dapat dijumpai di molekul-molekul pada hidrogen.

Akibat pasangan dari elektron-elektron lebih tertarik ke atom klorin karena elektronegatif-nya makas atom klorin lebih besar dari elektronegatif-nya, atom hidrogen  adalah terjadinya polarisasi pada hidrogen klorida menuju atom klorin, Ikatan jenis ini disebut ikatan kovalen polar.
Perbedaanya terlihat pada molekul hidrogen-nya. Di molekul hidrogen, pasangan elektron ada di tempat yang jaraknya sama dan berada diantara 2 inti atom hidrogen. Ini juga dikenal sebagai ikatan kovalen nonpolar.

Orbital H2 dan HCl, ikatan kovalen polar adalah ikatan kovalen dimana elektron yang membentuknya lebih banyak dan menghabiskan waktunya untuk berputa di salah satu atom.
Dimolekul HCl elektron yang berikatan selalu lebih berdekatan pada atom klor daripada atom Hidrogen. Polaritas ikatan seperti ini bisa digambarkan dalam bentuk symbol δ+ , δ-. δ+ atau panah δ+ , δ-. δ+ adalah tanda atom lebih bersifat elektropositif di banding atom yang menjadi pasangannya. δ- berarti bahwa atom lebih bersifat elektronegatif daripada atom yang menjadi pasangan pada ikatannya




Non-polar atau Kovalen murni memiliki ciri-ciri titi-titkk muatan negatif elektron persekutuannya yang berhimpitan, sehingga molekul pembentuknya tidak terjadi dipol, dengan katalain bahwa elektron persekutuannya mendapat gaya tarik yang sama.


Struktur H2 dan CO2 adalah contoh ikatan kimia non polar karena daya tariknya seimbang baik antara H dengan H atau antar O dengan C kiri dan kanan seimbang. Sehingga momen dipolnya menjadi nolContoh lain adalah senyawa CH4, H2, O2, Br2 dan lain-lain
Molekul Polar dan Molekul Nonpolar
Molekul yang berikatan secara kovalen nonpolar seperti H2, Cl2 dan N2 sudah tentu bersifat nonpolar. Akan tetapi molekul dengan ikatan kovalen polar dapat bersifat polar dan nonpolar yang bergantung pada bentuk geometri molekulnya. Molekul dapat bersifat nonpolar apabila molekul tersebut simetris walaupun ikatan yang digunakan adalah ikatan kovalen polar.

Susunan ruang (VSEPR) BF3, H2O, NH3 dan BeCl2Molekul H2O dan NH3 bersifat polar karena ikatan O-H dan N-H bersifat polar. Sifat polar ini disebabkan adanya perbedaan keelektronegatifan dan bentuk molekul yang tidak simetris atau elektron tidak tersebar merata. Dalam H2O, pusat muatan negatif terletak pada atom oksigen.sedangkan pusat muatan positif pada kedua atom hidrogen. Dalam molekul NH3, pusat muatan negatif pada atom nitogen dan pusat muatan positif pada ketiga atom hidrogen. Molekul BeCl2 dan BF3 bersifat polar karena molekul berbentuk simetris dan elektron tersebar merata walupun juga terdapat perbedaan keelektronegatifan.Kepolaran suatu molekul dapat diduga dengan menggambarkan ikatan menggunakan suatu vektor dengan arah anak panah dari atom yang bermuatan positif menuju ke arah atom yang bermuatan negatif. Molekul dikatakan bersifat nonpolar apabila resultan vektor sama dengan nol. Sedangkan molekul bersifat polar apabila hal yang sebaliknya terjadi, resultan tidak sama

Sekian dari saya tentang Ikatan senyawa kovalen Polar dan Non Polar.

Ikatan Kovalen Koordinasi

Akan dibahasa secara lengkap dan gamblang. Ada baiknya sebelum membaca artikel Kovalen Koordinasi anda melihat video di bawah ini :



Ikatan Koordinasi Kovalen (IKK) adalah ikatan-ikatan yang terbentuk-nya dengan cara penggunaan bersamaan dengan pasangan elektron yang berasal dari satu atom yang berikatan, sedangkan atom yang lain hanya menerima pasangan elektron yang digunakan bersama.

Pasangan elektron ikatan (PEI) dapat dinyatakan dengan ikatan dativ serta digambarkan dengan tanda panah kecil, dan arahnya dari atom -atomdonor menuju akseptor ke pasangan elektron.

Syarat Pembentukan Ikantan Kovalen Koordinasi

a. Atom lainnya memiliki orbital kosong
b. dan Atom yang satu memiliki pasangan elektron bebas

Contohnya Ion hidronium (H₃O⁺): H₂O + H⁺ ®    H₃O⁺L

dan
Contoh Terbentuknya senyawa pada BF3-NH3

(IKK) susunanya mirip dgn ikatan ion, namun ke 2 ikatan ini sangat berbeda oleh karena keelektronegatifan yang cukup kecil pada  (IKK) dan sehingga menghasilkan ikatan yang cenderung mirip dengan ikatan kovalen.
Read plis PerbedaanSenyawa ion dan senyawa kovalen

Sekian dari file education tentang artikel Ikatan Kovalen Koordinasi

A. KELIMPAHAN UNSUR- UNSUR GAS MULIA DAN HALOGEN

• Dalam alam unsur-unsur terdapat dalam umunya senyawa-senyawanya baik berupa senyawa oksida maupun silikat. Di alam senyawa-senyawa terdapat dalam mineral-mineral (batuan-batuan)
• Selain dalam batuan berupa zat padat, ada juga yang terlarut dalam air laut misalnya (Cl2, Br2)
• Pengolahan unsur-unsur melalui beberapa tahap yaitu :
  • Eksplorasi (penambangan)
  • Pemurnian dari zat pengotor
  • Reduksi
  • Pengolahan lebih lanjut sebagai bahan baku
  • Pengolahan menjadi produk jadi

SEL ELEKTROLISIS DAN HUKUM FARADAY
SOAL SEL ELEKTROLISIS
PEMBAHASAN SOAL SEL ELEKTROLISIS
Reaksi Elektrolisis leburan
Hukum FaradayPertam
Hukum Faraday Kedua
Dengan Mempelajari sel Elektrolisis anda dapat mengerti :

1. bisa Menjelaskan dan Mengerti dari reaksi oksidasi-reduksi di  dalam sel elektrolisis
2. Mengeri dan Bisa Menuliskan reaksi elektrolisis pada penyepuhan dan pemurnian suatu logam
3. Mengerti dan Bisa Menjelaskan faktor-faktor yang mempengaruhi terjadinya korosi
4. Mengerti  reaksi yang terjadi di anoda dan katoda pada larutan atau cairan dengan elektroda aktif ataupun elektroda inert
5. Mengerti dan bisa Menerapkan hukum Faraday Pada elektrolisis larutan elektrolit
6. Mengamati reaksi yang terjadi di anoda dan katoda pada reaksi elektrolisis melalui percobaan
7. Mengerti Maksud Dari Hukum faraday Pertam dan Kedua

• Rumus Elektrlisis

• Pengertian Rusmus Elektrolisis
  

m = massa zat hasil elektrode (gram)
F = arus listrik (Faraday)
Q = muatan listrik (coulomb)
i = kuat arus listrik (ampere)
t = waktu elektrolisis (detik)

• Untuk logam, maka PBO = valensi logam

• Untuk gas, umumnya PBO = 2, khusus gas O2 PBO = 4

Contoh :
            2H+ + 2e → H2                                    PBO = 2
            2H2O(l) → 4H+ + O2 + 4e                   PBO = 4

• Aturan penentuan bilangan oskidasi

1)    Biloks unsur bebas baik monoatom maupun poliatom = 0 (nol)
Contoh biloks  Fe = 0, biloks O dalam O2 = 0 ; biloks S dalam S8 = 0
2)    Biloks H dalam senyawanya = +1, kecuali dalam senyawa hidrida = -1.
Senyawa Hidrida adalah senyawa yang terbentuk antara atom H dengan unsur logam. ( NaH, LiH, KH, BaH2 dll )
Contoh :
Biloks H dalam H2O = +1
Biloks H dalam H2SO4 = +1
Biloks H dalam NaH = -1
3)    Biloks O dalam senyawanya = -2, kecuali dalam :

• Senyawa OF = +2
• Senyawa peroksida (H2O2, Na2O2 ,BaO2 ) = -1

Contoh :
Biloks O dalam H2O = -2
Biloks O dalam H2SO4 = -2
4)    Biloks unsur-unsur golongan IA dalam senyawanya = +1, golongan IIA dalam senyawanya = +2
Contoh :
Biloks Na dalam NaCl = +1
Biloks K dalam K2SO4 = +1
Biloks Ca dalam CaCl2 = +2
Biloks Mg dalam MgSO4 = +2
5)    Biloks ion = muatannya
Contoh :
Biloks ion Na+ = +1
Biloks ion S2- = -2
6)    Jumlah biloks unsur-unsur dalam senyawa = 0
Contoh :
Senyawa  H2SO4
senyawa  terdiri dari : 2 atom H + 1 atom S dan 4 atom O
maka     2 x bilok H + 1 x biloks S + 4 x biloks O = 0

• Langkah-langkah PENYETARAAN PERSAMAAN REAKSI REDOKS:

Contoh : MnO₄^- + Cl^- –> Mn²⁺ + Cl₂ (Asam)
1. Menuliskan setengah reaksi kedua zat yang akan direaksikan
MnO₄^- –> Mn²⁺
Cl^- –> Cl₂
2. Menyetarakan jumlah atom unsur yang terlibat
MnO₄^- –> Mn²⁺
2Cl^- –> Cl₂
3. Menambah H₂O pada suasana Asam (pada yg kurang O) dan pada suasana Basa (pada yg kelebihan O)
MnO₄^- –> Mn²⁺ + 4H₂O
2Cl^- –> Cl₂
4. Menyetarakan atom Hidrogen (H) dengan menambah H⁺ pada suasana Asam dan OH^- pada susana basa
MnO₄^- + 8H⁺ –> Mn²⁺ + 4H₂O
2Cl^- –> Cl₂
5. Menyetarakan muatan dengan menambah elektron
MnO₄^- + 8H⁺ + 5e –> Mn²⁺ + 4H₂O   [selisih elektron pereaksi (7) dan hasil reaksi (2)]
2Cl^- –> Cl₂ + 2e [elektron pereaksi -2 maka di hasil reaksi harus ditambah 2e]
6. Menyamakan jumlah elektron yang diterima dengan yang dilepas dengan perkalian silang antar elektron (didapat dari penambahan jumlah elektron)
MnO₄^- + 8H⁺ + 5e –> Mn²⁺ + 4H₂O    | x 2
2Cl^- –> Cl₂ + 2e  | x 5
Hasilnya menjadi :
2MnO₄^- + 16H⁺ + 10e –> 2Mn²⁺ + 8H₂O    
10Cl^- –> 5Cl₂ + 10e
2MnO₄^- + 10Cl^- + 16H⁺ –> 2Mn²⁺ + 5Cl₂ + 8H₂O
Buktikan Langkah-langkah di atas jumlah atom dan muatannya apakah sudah sama atau belum?

Contoh : Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> Fe³⁺ + Cr^3+
1. Menyetarakan unsur yang mengalami perubahan biloks
Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> Fe³⁺ + 2Cr³⁺

1. Menentukan biloks masing-masing unsur /senyawa

Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> Fe³⁺ + 2Cr³⁺
2+       +12             3+        +6
2. Menentukan selisih perubahan biloks
Fe²⁺ –> Fe³⁺ [biloks naik (oksidasi) –> selisih +2 ke +3 adalah 1
Cr₂O₇^2- –> 2Cr³⁺ [biloks turun (reduksi) –> selisih +12 ke +6 adalah 6
3. Menyamakan perubahan biloks dengan perkalian silang
Fe x 6 –> setiap anda menemukan unsur Fe kalikan dengan 6
Cr x 1 –> setiap anda menemukan unsur Cr kalikan dengan 1
Sehingga reaksi diatas menjadi
6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺
4.  Menentukan muatan pereaksi dan hasil reaksi ( Jika muatan pereaksi lebih negatif/rendah maka ditambah H⁺ berarti suasana Asam. Jika muatan pereaksi lebih positif/tinggi,  maka ditambah OH^- berarti suasana basa.
6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- –> 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺
+12 – 2 = +10 18+ 6 = +24
Artinya : muatan pereaksi lebih rendah, maka tambahkan H⁺ sebanyak selisih muatannya yaitu 24-10 = 14 dan diletakkan di tempat yang muatannya kurang. Sehingga reaksi menjadi
6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14H⁺ –> 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺
5. Menyetarakan Hidrogen dengan menambah H₂O pada tempat yang belum ada oksigennya.
6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14H⁺ –> 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺ + 7H₂O

• SOAL PENYETARAAN PERSAMAAN REAKSI REDOKS

1. Tentukan biloks unsur Cl dalam :
   1. Cl-

b.  Cl2

1. HCl

d.  HClO2
e.  HClO4

1. Ca(OCl)2

2.  Tentukan biloks unsur Mn dalam :

1. MnO2
2. Mn2O3
3. KMnO4

3. Setarakan reaksi redoks berikut : MnO₄^- +ClO₂^- à MnO₂ + ClO₄^-

1.Dalam reaksi MnO4- (aq) + C2O42-(aq) --> Mn2+(aq) + CO2(g) suasana asam, persamaan C2O42- --> CO2 melepaskan elektron sebanyak ….
A.1 D. 4
B.2 E. 5
C.3
2.Reaksi MnO4-(aq) + C2O42-(aq) --> Mn2+(aq) + CO2(g) berlangsung dalam suasana asam; setiap mol MnO4- memerlukan H+ sebanyak ….
A.4 mol D. 10 mol
B.6 mol E. 12 mol
C.8 mol
3.Pernyataan yang benar untuk reaksi : MnO4- (aq) + C2O42- (aq) --> Mn2+ (aq) + CO2(g) yang berlangsung dalam suasana asam adalah ….
A.membutuhkan 14 elektron untuk menyetarakan reaksi
B.membutuhkan 4 H2O di ruas kiri
C.menghasilkan 10 mol gas CO2
D.setiap mol C2O42- menghasilkan 5 mol CO2
E.setiap mol MnO4- menghasilkan 2 mol Mn2+
4.Jika MnO4- --> MnO2 berlangsung dalam suasana basa, jumlah elektron yang terlibat adalah ….
A.3 D. 6
B.4 E. 7
C.5
5.Pada penyetaraan reaksi MnO4- --> MnO2 dalam suasana basa, setiap mol MnO4- melepaskan ion OH- sebanyak ….
A.2 mol D. 8 mol
B.4 mol E. 10 mol
C.6 mol
6.Pada reaksi :
aCr2O7-(aq) + 14H+ (aq) + bFe2+ (aq) --> cCr3+(aq) + 7H2O (l) + dFe3+(aq).
Nilai a, b, c, dan d berturut-turut dalam reaksi setara adalah ….
A.1, 4, 2, 4 D. 2, 8, 4, 8
B.1, 6, 2, 6 E. 3, 8, 6, 8
C.2, 8, 2, 8
7.Aluminium dalam ion nitrat membentuk ion AIO2- dan gas NH3. Jika reaksi berlangsung dalam suasana basa, reaksi Al --> AIO2- melepaskan elektron sebanyak .…
A.2 D. 5
B.3 E. 6
C.4
8.Reaksi : Al(s) + NO3(aq) --> AIO2(aq) + NH3(g) berlangsung dalam suasana basa. Setiap 4 mol aluminium dihasilkan gas NH3 (STP) sebanyak ….
A.11,2 liter D. 44,8 liter
B.22,4 liter E. 56 liter
C.33,6 liter
9.Reaksi : Cr2O7(aq) + SO2(g) --> Cr3+ (aq) + HSO4- (aq) berlangsung dalam suasana asam. Penyetaraan terhadap setengah reaksi : SO2 --> HSO4 menghasilkan ….
A.SO2 + 2H2O --> HSO4- + 3H+ + 2e
B.SO2 + H2O --> HSO4- + 2H+ + e
C.SO2 + H3O+ --> HSO4- + 3H+ + 2e
D.SO2 + H+ --> HSO4- + 3H2O + e
E.SO2 + 2H+ --> HSO4- + 3H3O+ + 2e
10.Gas khlor dalam suasana basa dapat mengalami disproporsionasi menjadi ion khlorida dan ion khlorat. Persamaan reaksi setara yang benar adalah ….
A.Cl2 + 2OH --> Cl- + ClO3- + H2O
B.2Cl2 + 4OH --> 2Cl- + ClO3- +2 H2O
C.3Cl2 + 6OH --> 5Cl- + ClO3- + 3H2O
D.4Cl2 + 2OH --> 5Cl- + 2ClO3- + 2H2O
E.5Cl2 + 8OH --> 6Cl- + 4ClO3- + 4H2O
11.Pada reaksi redoks berikut :
KMnO4 (aq) + K2C2O3 (aq) + H2SO4 (aq) --> K2SO4 (aq) + MnSO4 (aq) + CO2 (g) + H2O (l).
Setengah reaksi oksidasi dari reaksi di atas adalah ….
A.MnO4- (aq) + 8H+ (aq) + 5e --> Mn2+(aq) + 4H2O (l)
B.Mn2+ (aq) --> Mn7+(aq) + 2e
C.C2O42- (aq) --> CO2(g) + 2e
D.4H+ (aq) + O2(g) + 4e --> 2H2O (l)
E.H2C2O4 (aq) + 2H+ (aq) + 2e --> CO2(g) + 2H2O (l)
12.Diberikan 2 buah setengah reaksi :
MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e --> Mn2+(aq) + 4H2O(l)
SO32-(aq) + H2O (l) --> SO42-(aq) + 2H+ + 2e.
Pada penyetaraan reaksi redoks yang melibatkan MnO4- dalam suasana asam, perbandingan mol MnO4- dengan SO32- adalah ….
A.1 : 2 D. 2 : 5
B.1 : 5 E. 5 : 2
C.2 : 1
13.Reaksi reduksi di bawah ini yang membutuhkan 2 elektron adalah ….
A.SO42- --> SO2 D. CIO3 --> CI
B.I2 --> 21 E. S2O32 --> S
C.NO3 --> NO
14.Perhatikan spesi khlor berikut :
1.Cl-
2. CIO3-
3.CIO-
4. CIO4-
5.CIO2-
Khlor yang tidak dapat direduksi adalah …..
A.1
B.2
C.3
D.4
E.5
15.Diketahui persamaan reaksi :
Cr2O72-(aq)+14H+(aq) + 6e --> 2Cr3+(aq) + 7H2O(l)
Mn2+(aq) + 4H2O(l) --> MnO4(aq) + 8H+(aq) + 5e
Ion Mn2+ yang diperlukan untuk mereduksi 1 mol Cr2O72 sebanyak ….
A.0,4 mol D. 1,2 mol
B.0,6 mol E. 1,5 mol
C.0,8 mol
16.Jika reaksi redoks MnO4(aq) + Br(aq) --> Mn2+(aq) + Br2(g) disetarakan dengan perubahan bilangan oksidasi, setelah sampai pada tahapan 2MnO4-(aq) + 10 Br –(aq) --> Mn2+ (aq) + 5 Br2(g) langkah berikutnya adalah ….
A.ruas kiri + 4 H2O D. Ruas kanan + 8H+
B.ruas kiri + 8 H2O E. Ruas kanan + 4H+
C.ruas kiri + 16 H+
17.Diketahui 26 mL larutan 0,1 M suatu ion logam, tepat bereaksi dengan 25 mL larutan 0,1 M senyawa arsenat menurut persamaan :
AsO33-(aq) + H2O(l) --> AsO43-(aq) + 2H+(aq) + 2e. Jika bilangan oksidasi logam sebelah kanan +4, maka bilangan oksidasi setelah reaksi ….
A.0 D. +3
B.+1 E. +4
C.+2
18.Penyetaran reaksi redoks Cl2(g) + IO3-(aq) --> 2Cl-(aq) + IO4-(aq), perbandingan mol Cl2 : IO3- adalah ….
A.1 : 1 D. 2 : 1
B.1 : 2 E. 2 : 2
C.1 : 3
19.Dari reaksi di bawah ini yang termasuk reaksi otoredoks adalah ….
A.KMnO4(aq) + K2C2O4(aq) + H2SO4(aq) --> K2SO4(aq) + MnSO4(aq) + CO2(g) + H2O (l)
B.K2S2O3 (aq) + HBr(aq) --> S(s) + SO2(g) + KBr(aq) + H2O (l)
C.FeS(aq) + HNO3(aq) --> Fe(NO3)3 (aq) + S(s) + NO2 (g) + H2O (l)
D.CaO(s) + CO2(g) -->CaCO3(s)
E.CH4(g) + O2(g) --> CO2(g) + H2O(l)
20.Pada reaksi redoks :
H2O2(aq) + Cr(OH)4-(aq) --> CrO4-(aq)
Oksigen dalam setengah reaksi : H2O2 -->CrO42- berubah bilangan oksidasi dari.... dan menjadi
A.–2 --> -2 D. +1 --> -2
B.-1--> -2 E. +2 --> -2
C.0 --> -2 

1. 1. Bilangan Oksidasi
2. Pengertian bilangan oksidasi (tingkat oksidasi) disingkat biloks. yaitu jumlah elektron yang dapat dilepas atau diterima oleh suatu atom jika berikatan dengan atom lain membentuk suatu senyawa.

Biloks unsur dalam senyawa dapat bernilai positif atau negatif. Jika unsur memiliki kelektronegetifan besar (cenderung membentuk ion negatif) maka mempunyai biloks negatif, sebaliknya jika atom yang berikatan mempunyai keelektronegatifan kecil (cenderung melepaskan elektron) maka mempunyai biloks positif.



UNTUK DOWNLOAD PREVIEW/MATERI DI ATAS KLIK : PENYETARAAN PERSAMAAN REAKSI REDOKS

Sekarang Posting tentang Praktikum tentang Menentukan Perubahan Entalpi Reaksi.
Mungkin Posting Ini Bisa Mempermudah tata cara sebelum praktikum di mulai.

PRAKTIKUM MENENTUKAN PERUBAHAN ENTALPI REAKSI

Standar Kompetensi	:	Memahami perubahan energi dalam reaksi kimia dan cara pengukurannya
Kompetensi Dasar	:	Menentukan reaksi berdasarkan percobaan, hukum Hess, data perubahan entalpi pembentukan standar, dan data energi ikatan.

q	=	m x c x ∆T		m	=	massa (gram)
∆H	=	- q		c	=	kalor jenis air ( 1 kal/kg ℃ )
				∆T	=	perubahan suhu (℃ )

Percobaan ke-	Volum (mL)			Suhu (℃)
	HCl 1 M	NaOH 1 M	Total	Awal	Akhir	Kenaikan
1.
2.
3.
4.
5.

Sri Wahyuni dan Dewi Suryana.(2008). Panduan Praktikum Terpilih Kimia Jilid 2 untuk SMA Kelas XI. Jakarta: Erlangga.


Semoga bermanfaat Praktikum tentang Menentukan Perubahan Entalpi Reaksi

Kimia Kelas 3 > Pengertian Unsur Transisi

Unsur	Nomor Atom	Konfigurasi Elektron	Orbital
			3d	4s
Skandium (Sc)	21	(Ar) 3d1 4s2	á	áâ
Titanium (Ti)	22	(Ar) 3d2 4s2	á á	áâ
Vanadium (V)	23	(Ar) 3d3 4s2	á á á	áâ
Krom (Cr)	24	(Ar) 3d5 4s1	á á á á á	á
Mangan (Mn)	25	(Ar) 3d5 4s2	á á á á á	áâ
Besi (Fe)	26	(Ar) 3d6 4s2	áâ á á á á	áâ
Kobalt (Co)	27	(Ar) 3d7 4s2	áâ áâ á á á	áâ
Nikel (Ni)	28	(Ar) 3d8 4s2	áâ áâ áâ á á	áâ
Tembaga (Cu)	29	(Ar) 3d10 4s1	áâ áâ áâ áâ áâ	á
Seng (Zn)	30	(Ar) 3d10 4s2	áâ áâ áâ áâ áâ	áâ

Konfigurasi elektron Cr bukan (Ar) 3d⁴ 4s² tetapi (Ar) 3d⁵ 4s¹. Demikian halnya dengan konfigurasi elektron Cu bukan (Ar) 3d⁹ 4s² tetapi (Ar) 3d¹⁰ 4s¹. Hal ini berkenaan dengan kestabilan orbitalnya, yaitu orbital-orbital d dan s stabil jika terisi penuh, bahkan ¹/₂ penuh pun lebih stabil daripada orbital lain. 
Struktur elektronik logam transisi

Apakah logam transisi itu?

Istilah logam transisi (atau unsur) dan unsur blok d kadang-kadang dapat digunakan secara bersamaan jika keduanya memberikan arti yang sama. Keduanya tidak sama – terdapat perbedaan yang tidak kentara diantara dua istilah tersebut.

Kita akan membahas unsur-unsur blok d terlebih dahulu:

unsur-unsur blok d

Kamu akan mengingat bahwa ketika kamu membuat tabel periodik dan ketika meletakkan elektron, sesuatu yang ganjil terjadi setelah argon.

Pada argon, tingkat 3s dan 3p terisi penuh, tetapi setelah itu daripada mengisi tingkat 3d berikutnya, malahan mengisi tingkat 4s terlebih dahulu menghasilkan kalium dan kemudian kalsium.

Setelah itu baru tingkat orbital 3d yang akan diisi.

Unsur-unsur dalam tabel periodik yang bersesuaian dengan pengisian tingkat d disebut dengan unsur-unsur blok d. Baris pertama ditunjukkan melalui tabel periodik singkat di bawah ini.
Struktur elektronik unsur-unsur blok d adalah sebagai berikut:

Sc		[Ar] 3d14s2
Ti		[Ar] 3d24s2
V		[Ar] 3d34s2
Cr		[Ar] 3d54s1
Mn		[Ar] 3d54s2
Fe		[Ar] 3d64s2
Co		[Ar] 3d74s2
Ni		[Ar] 3d84s2
Cu		[Ar] 3d104s1
Zn		[Ar] 3d104s2

Kamu dapat memperhatikan bahwa pola pengisiannya sama sekali tidak teratur! Pola ini dilanggar pada kromium dan tembaga.
Logam-logam transisi

Tidak semua unsur-unsur blok d termasuk sebagai logam transisi! Ada ketidakcocokan pada berbagai UK-based syllabus, tetapi pada umumnya menggunakan definisi:

Logam transisi adalah sesuatu yang dapat membentyk saty atau lebih ion stabil yang memiliki orbidal d yang tidak terisi (incompletely filled d orbitals.)

Berdasarkan pengertian ini, skandium dan seng tidak termasuk logam transisi – sekalipun termasuk anggota blok d.

Skandium memiliki struktur elektronik [Ar] 3d¹4s². Ketika skandium membentuk ion, skandium selalu kehilangan 3 elektron terluar dan pada akhirnya sesuai dengan struktur argon. Ion Sc³⁺ tidak memiliki elektron d dan karena itu tidak sesuai dengan definisi tersebut diatas.

Seng memiliki struktur elektronik [Ar] 3d¹⁰4s². Ketika seng membentuk ion, seng selalu kehilangan dua elektron 4s menghasilkan ion 2+ dengan struktur elektronik [Ar] 3d¹⁰. Ion seng memiliki tingkat d yang terisi penuh dan juga tidak sesuai dengan definisi tersebut diatas.

Hal yang berbeda, tembaga, dengan struktur elektronik [Ar] 3d¹⁰4s¹, membentuk dua ion. Pada ion Cu⁺ struktur elektroniknya adalah [Ar] 3d¹⁰. Akan tetapi, pada umumnya membentuk ion Cu²⁺ yang memiliki struktur [Ar] 3d⁹.

Tembaga termasuk logam transisi karena ion Cu²⁺ memiliki tingkat orbital d yang tidak terisi penuh.

Ion-ion logam transisi

Kamu dapat memahami fakta bahwa ketika tabel periodik disusun, orbital 4s lebih dahulu diisi sebelum orbital-orbital 3 d. Hal ini karena pada atom kosong, orbital 4s memiliki energi yang lebih rendah dibandingkan orbital-orbital 3d.

Akan tetapi, sekali elektron menempati orbitalnya, terjadi perubahan tingkat energi – dan ini terjadi pada semua unsur-unsur transisi, orbital 4s berkedudukan paling luar, tingkat energi orbital paling tinggi.

Urutan yang terbalik dari orbital-orbital 3d dan 4s hanya dapat digunakan untuk menempatkan atom pada tempat pertama. Dalam mematuhi aturan, kamu memperlakukan elektron- elektron 4s sebagai elektron-elektron paling luar.

Ingat ini:

Ketika unsur-unsur blok d membentuk ion, elektron-elektron 4s menghilang terlebih dahulu.

Penulisan struktur elektronik untuk Co²⁺:

Co		[Ar] 3d74s2
Co2+		[Ar] 3d7

Ion 2+ terbentuk melalui kehilangan dua elektron 4s.
Penulisan struktur elektronik untuk V³⁺:

V		[Ar] 3d34s2
V3+		[Ar] 3d2

Elektron-elektron 4s menghilang terlebih dahulu kemudian diikuti oleh satu elektron 3d.
Perubahan tingkat oksidasi (bilangan)
Salah satu ciri kunci dari kimia logam transisi adalah bermacam-macamnya tingkat oksidasi (bilangan oksidasi) yang dapat ditunjukkan oleh logam.
Sesuatu angapan yang salah, untuk memberikan kesan bahwa hanya logam transisi saja yang memiliki perubahan tingkat oksidasi. Sebagai contoh, unsur-unsur seperti belerang dan klor memiliki bermacam-macam tingkat oksidasi pada persenyawaannya – dan sudah sangat jelas bahwa belerang dan klor tidak termasuk logam transisi.

Akan tetapi, perubahan ini tidak sebanyak pada logam selain unsur-unsur transisi. Logam yang dikenal yang berasal dari grup utama tabel periodik, hanya timbal dan timah saja yang menunjukkan perubahan tingkat oksidasi sampai tingkat tertentu.

Contoh perubahan tingkat oksidasi dalam logam-logam transisi

Besi

Besi pada umumnya memiliki dua tingkat oksidasi (+2 dan +3) dalam bentuk, sebagai contoh, Fe²⁺ dan Fe³⁺. Besi juga dapat memiliki bilangan oksidasi +6 pada ion ferat(VI), FeO₄^2-..

Mangan

Mangan memiliki tingkat oksidasi yang bermacam-macam pada persenyawaannya. Sebagai contoh:

+2	in Mn2+
+3	in Mn2O3
+4	in MnO2
+6	in MnO42-
+7	in MnO4-

Contoh-contoh yang lain

Kamu dapat menemukan contoh-contoh di atas dan contoh- contoh yang lain dengan lebih mendalam jika kamu mengeksplor sifat kimia dari masing-masing logam pada menu logam transisi. Menu tersebut merupakan sambungan dari menu ini yang terletak pada bagian bawah halaman ini.

Keterangan tentang perubahan tingkat oksidasi pada logam transisi

Perhatikan bentuk ion sederhana seperti Fe²⁺ dan Fe³⁺

Ketika logam membentuk senyawa ionik, rumus senyawa yang dihasilkan tergantung pada proses energetika. Secara keseluruhan, senyawa yang terbentuk merupakan suatu senyawa yang paling banyak melepaskan energi. Lebih banyak energi yang dilepaskan, senyawa lebih stabil.

Terdapat beberapa pengertian mengenai istilah energi, tetapi kuncinya adalah:

• Jumlah energi yang diperlukan untuk mengionisasi logam (penjumlahan berbagai energi ionisasi).
• Jumlah energi yang dilepaskan ketika terjadi pembentukan senyawa. Jumlah energi ini merupakan salah satu dari entalpi kisi jika kamu berfikir tentang padatan, atau entalpi hidrasi ion jika kamu berfikir tentang larutan.

Ion yang bermuatan lebih tinggi, kamu memiliki lebih banyak elektron untuk dihilangkan dan lebih banyak energi ionisasi yang kamu perlukan.

Tetapi pada kasus ini, ion bermuatan lebih tinggi, lebih besar energi yang dilepaskan oleh salah satu diantara entalpi kisi atau entalpi hidrasi ion logam.
Berfikir tentang logam non-transisi yang khas (kalsium)

Kalsium klorida adalah CaCl₂. Mengapa begitu?

Jika kamu berusaha untuk membuat CaCl, (mengandung sebuah ion Ca⁺), proses keseluruhan adalah sedikit eksoterm.

Malahan dengan membuat ion Ca²⁺, kamu memiliki banyak energi untuk mensuplai energi ionisasi, tetapi kamu kehilangan lebih banyak energi kisi. Hal ini disebabkan karena antaraksi yang terjadi antara ion klorida dengan ion Ca²⁺ lebih banyak dibandingkan jika kamu hanya memiliki satu ion +1 saja. Keseluruan proses sangat eksoterm.

Karena pembentukan CaCl₂ lebih banyak melepaskan energi dibanding pembentukan CaCl, menyebabkan CaCl₂ lebih stabil – dan cenderung terbentuk.

Bagaimana dengan CaCl₃? Saat ini kamu harus menghilangkan elektron lain dari kalsium.

Dua yang pertama berasal dari tingkat 4s. Satu yang ketiga datang dari 3p. Keadaan ini menyebabkan elektron-elektron lebih dekat ke inti dan karena itu lebih sulit untuk dihilangkan. Terjadi lompatan yang besar pada energi ionisasi antara elektron kedua dan ketiga yang dihilangkan.

Meskipun hal ini akan memberikan keuntungan pada segi entalpi kisi, tetapi entalpi tersebut tidak cukup untuk menggantikan kelebihan energi ionisasi, dan secara keseluruhan proses ini sangat endoterm.

Sesuatu hal yang tidak cukup tepat secara energetika untuk membuat CaCl₃!

Berfikir tentang logam transisi khas (besi)

Berikut ini perubahan struktur elektronik besi untuk membuat ion 2+ atau 3+.

Fe		[Ar] 3d64s2
Fe2+		[Ar] 3d6
Fe3+		[Ar] 3d5

Orbital 4s dan orbital-orbital 3d memiliki energi yang sangat mirip. Tidak terdapat lonjakan jumlah energi yang sangat besar yang kamu perlukan untuk menghilangkan elektron ketiga dibandingkan dengan yang elektron pertama dan kedua.

Gambaran untuk ketiga energi ionisasi pertama (dalam kJ mol-1) untuk besi dibandingkan dengan kalsium adalah:

metal	1st IE	2nd IE	3rd IE
Ca	590	1150	4940
Fe	762	1560	2960

Terdapat kenaikan energi ionisasi yang disebabkan elektron yang lebih banyak yang terdapat pada atom karena kamu memiliki bilangan proton yang sama pada beberapa elektron. Akan tetapi, terdapat sedikit kenaikan ketika kamu memiliki elektron ketiga dari besi dibanding dari kalsium.

Pada kasus besi, kelebihan energi ionisasi dapat digantikan lebih banyak atau lebih sedikit oleh kelebihan entalpi kisi atau entalpi hidrasi yang tersusun ketika terjadi pembentukan senyawa 3+.

Keuntungan dari ini semua adalah perubahan entalpi keseluruhan tidak terlalu berbeda ketika kamu membuat, katakanlah, FeCl₂ atau FeCl₃. Hal ini berarti bahwa tidak terlalu sulit untuk mengubah kedua senyawa.

Pembentukan ion-ion kompleks

Apakah ion kompleks itu?
Ion kompleks memiliki ion logam pada pusatnya dengan jumlah tertentu molekul-molekul atau ion-ion yang mengelilinginya. Ion-ion yang mengelilinginya itu dapat berdempet dengan ion pusat melalui ikatan koordinasi (dative covalent). (Pada beberapa kasus, ikatan yang terbentuk sebenarnya lebih rumit dibandingkan dengan ikatan koordinasi).

Molekul-molekul atau ion-ion yang mengelilingi logam pusat disebut dengan ligan-ligan.

Yang termasuk pada ligan sederhana adalah air, amonia dan ion klorida.
Dimana semua ligan-ligan tersebut memiliki pasangan elektron tak berikatan yang aktif pada tingkat energi paling luar. Pasangan elektron tak berikatan ini digunakan untuk membentuk ikatan koordinasi dengan ion logam.

Beberapa contoh ion kompleks yang dibentuk oleh logam transisi

[Fe(H₂O)₆]²⁺
[Co(NH₃)₆]²⁺
[Cr(OH)₆]^3-
[CuCl₄]^2-

Logam-logam yang lain juga dapat membentuk ion-ion kompleks – ini tidak berarti hanya logam transisi saja. Akan tetapi, logam-logam transisi dapat membentuk ion-ion kompleks yang beragamPembentukan senyawa-senyawa berwarna

Beberapa contoh yang lazim

Diagram menunjukkan kisaran warna untuk beberapa ion kompleks logam yang lazim.
Kamu dapat menemukan ion-ion kompleks logam tersebut diatas dan ion-ion kompleks logam yang lain jika kamu membuka halaman yang berhubungan dari menu logam transisi (link pada bagian bawah halaman).

Kemungkinan yang lain, kamu dapat mengekplorasi menu ion-ion kompleks (mengikuti link pada kotak bantuan pada bagian atas layar).

Asal mula munculnya warna pada ion-ion logam transisi

Ketika sinar putih melewati larutan yang berisi salah satu dari ion tersebut, atau sinar putih tersebut direfleksikan oleh larutan tersebut, beberapa warna dari sinar dapat di absorpsi (diserap) oleh larutan tersebut. Warna yang dapat dilihat oleh mata kamu adalah warna yang tertinggal (tidak di absorpsi).

Pelekatan ligan pada ion logam merupakan efek dari energi orbital-orbital d. Sinar yang diserap sebagai akibat dari perpindahan elektron diantara orbital d yang satu dengan yang lain. Penjelasan yang lebih jelas dapat dilihat pada halaman yang lain.
Aktivitas katalitik

Logam transisi dan persenyawaannya merupakan katalis yang baik. Beberapa kasus yang nyata dapat dilihat dibawah ini, tetapi kamu akan menemukan penjelasan katalisis secara mendalam pada bagian lain situs (ikuti link setelah contoh).

Logam transisi dan senyawa-senyawanya dapat berfungsi sebagai katalis karena memiliki kemampuan mengubah tingkat oksidasi atau, pada kasus logam, dapat meng-adsorp substansi yang lain pada permukaan logam dan mengaktivasi substansi tersebut selama proses berlangsung. Semua bagian ini dibahas pada bagian katalisis.

Logam transisi sebagai katalis

Besi pada Proses Haber

Prose Haber menggabungkan hidrogen dan nitrogen untuk membuat amonia dengan menggunakan katalis besi.

Nikel pada hidrogenasi ikatan C=C

Reaksi ini terdapat pada bagian inti pembuatan margarin dari minyak tumbuhan.

Akan tetapi, contoh sederhana terjadi pada reaksi antara etana dengan hidrogen melalui keberadaan katalis nikel.

Senyawa-senyawa logam transisi sebagai katalis

Vanadium(V) oksida pada Proses Contact

Bagian inti Proses Contact adalah reaksi konversi belerang dioksida menjadi belerang trioksida. Gas belerang dioksida dilewatkan bersamaan dengan udara (sebagai sumber oksigen) diatas padatan katalis vanadium(V) oksida.

Ion-ion besi pada reaksi antara ion-ion persulfat dan ion-ion iodida
Ion persulfat (ion peroksodisulfat), S₂O₈^2-, merupakan agen pengoksidasi yang sangat kuat. Ion iodida sangat mudah dioksidasi menjadi iodin. Dan reaksi antara keduanya berlangsung sangat lambat pada larutan dengan pelarut air.

Reaksi di katalisis oleh keberadaan salah satu diantara ion besi(II) atau ion besi(III).