Bab ini membahas sifat, reaktivitas, dan struktur unsur-unsur di Blok $d$ (Logam Transisi) dan Blok $f$ (Lantanida dan Aktinida).

1. Kimia Logam Transisi (Blok $d$)

Logam Transisi adalah unsur-unsur di Golongan 3 hingga 12 yang memiliki orbital $d$ yang terisi sebagian pada setidaknya satu tingkat energi ionisasinya.

1.1 Sifat-sifat Khas Logam Transisi

1. Bilangan Oksidasi yang Bervariasi: Ini adalah ciri paling khas. Logam transisi dapat membentuk ion dengan bilangan oksidasi lebih dari satu (misalnya, $\text{Fe}^{2+}$ dan $\text{Fe}^{3+}$, $\text{Mn}^{2+}$ hingga $\text{Mn}^{7+}$). Variasi ini disebabkan oleh energi yang relatif kecil yang diperlukan untuk mengeluarkan elektron dari orbital $ns$ dan $(n-1)d$.
2. Pembentukan Senyawa Berwarna: Sebagian besar senyawa dan kompleks transisi berwarna cerah. Warna ini berasal dari transisi elektron $d-d$ (perpindahan elektron di antara orbital $d$ yang terbelah energinya).
3. Sifat Paramagnetik: Banyak senyawa transisi bersifat paramagnetik (tertarik ke medan magnet) karena adanya elektron tidak berpasangan di orbital $d$.
4. Aktivitas Katalitik: Logam transisi, baik dalam bentuk unsur murni maupun senyawanya, adalah katalis yang sangat penting dalam proses industri (katalis homogen dan heterogen). Ini karena mereka dapat dengan mudah berganti bilangan oksidasi atau menyediakan permukaan yang aktif.
5. Pembentukan Ion Kompleks (Senyawa Koordinasi): Logam transisi bertindak sebagai asam Lewis (akseptor pasangan elektron) yang kuat dan membentuk ikatan kovalen koordinasi dengan molekul atau ion lain (ligan).

1.2 Kontraksi Lantanida

Fenomena ini terjadi pada unsur transisi periode 6. Peningkatan muatan inti pada unsur Lantanida ($\text{Ce}$ hingga $\text{Lu}$) tidak sepenuhnya dilindungi (diskrining) oleh elektron $f$. Akibatnya, jari-jari atom Logam Transisi periode 6 (misalnya $\text{Hf}$) hampir sama dengan periode 5 (misalnya $\text{Zr}$). Ini membuat sifat kimia mereka sangat mirip.

2. Kimia Senyawa Koordinasi

Senyawa koordinasi (atau kompleks) adalah fokus utama kimia anorganik modern.

2.1 Komponen Kompleks

• Ion Logam Pusat: Ion logam transisi yang bertindak sebagai asam Lewis (akseptor elektron).
• Ligan: Molekul atau ion (seperti $\text{H}_2\text{O}$, $\text{Cl}^-$, $\text{NH}_3$) yang memiliki setidaknya satu pasangan elektron bebas dan bertindak sebagai basa Lewis (donor elektron).
• Bilangan Koordinasi: Jumlah ligan yang terikat langsung pada ion logam pusat. Nilai umum adalah 2, 4, dan 6.
• Sfer Koordinasi: Ion logam pusat dan ligan-ligan yang terikat langsung. Ditulis dalam kurung siku, misalnya $[\text{Co}(\text{NH}_3)_6]^{3+}$.

2.2 Geometri Koordinasi

Geometri kompleks ditentukan oleh bilangan koordinasi:

Bilangan Koordinasi	Geometri Umum	Contoh
2	Linear	$[\text{Ag}(\text{NH}_3)_2]^+$
4	Tetrahedral atau Segi Empat Datar	$[\text{ZnCl}_4]^{2-}$ (Tetrahedral), $[\text{Pt}(\text{NH}_3)_2\text{Cl}_2]$ (Segi Empat Datar)
6	Oktahedral	$[\text{Co}(\text{NH}_3)_6]^{3+}$

2.3 Isomerisme

Kompleks dapat memiliki struktur yang berbeda meskipun memiliki rumus kimia yang sama.

• Isomer Struktural:
  • Isomer Ionisasi: Ion di dalam sfer koordinasi dapat bertukar tempat dengan ion di luar sfer. Contoh: $[\text{Co}(\text{NH}_3)_5\text{Cl}]\text{SO}_4$ dan $[\text{Co}(\text{NH}_3)_5\text{SO}_4]\text{Cl}$.
• Stereoisomer (Isomer Ruang):
  • Isomer Geometri (cis-trans): Terjadi pada bilangan koordinasi 4 (Segi Empat Datar) dan 6 (Oktahedral). Misalnya, kompleks cis-platin (agen antikanker) memiliki ligan yang bersebelahan, sedangkan trans-platin memiliki ligan yang berseberangan.
  • Isomer Optik (Enantiomer): Struktur yang merupakan bayangan cermin non-superimposable satu sama lain, sering terjadi pada kompleks Oktahedral dengan ligan bidentat (misalnya $\text{[Co}(\text{en})_3]^{3+}$).

3. Teori Pengikatan Senyawa Koordinasi

Terdapat tiga model utama untuk menjelaskan ikatan, warna, dan magnetisme pada kompleks:

A. Teori Ikatan Valensi (VBT)

• Konsep: Menggunakan konsep hibridisasi (seperti yang dibahas pada Bab 2) untuk menjelaskan bilangan koordinasi dan geometri (misalnya, $sp^3$ untuk tetrahedral, $d^2sp^3$ atau $sp^3d^2$ untuk oktahedral).
• Kelemahan: Tidak dapat menjelaskan warna kompleks atau memprediksi sifat magnetik dengan akurat.

B. Teori Medan Kristal (CFT)

• Konsep Inti: Menganggap ikatan antara ligan dan ion logam pusat sebagai interaksi elektrostatik murni (ionik).
• Pembelahan Orbital $d$ (Crystal Field Splitting): Ligan dianggap sebagai titik muatan negatif. Ketika ligan mendekati ion logam pusat (misalnya dalam geometri Oktahedral), tolakan elektrostatik dari ligan menyebabkan lima orbital $d$ yang semula terdegenerasi (setara energi) terbelah menjadi dua set energi:
  • Set $t_{2g}$ (energi rendah, 3 orbital $d_{xy}, d_{yz}, d_{xz}$).
  • Set $e_g$ (energi tinggi, 2 orbital $d_{x^2-y^2}, d_{z^2}$).
  • Perbedaan energi antara kedua set ini disebut Energi Pembelahan Medan Kristal ($\Delta_o$ atau $10 Dq$).
• Menjelaskan Sifat:
  • Warna: $\Delta_o$ menentukan panjang gelombang cahaya yang diserap kompleks, menghasilkan warna yang tampak (transisi $d-d$).
  • Magnetisme: Besarnya $\Delta_o$ menentukan apakah kompleks akan memiliki spin rendah (elektron berpasangan) atau spin tinggi (elektron tidak berpasangan).
• Deret Spektrokimia: Mengurutkan ligan berdasarkan kemampuan mereka menyebabkan pembelahan orbital $d$ ($\Delta_o$):$$\text{Ligan Medan Lemah (Spin Tinggi)} < \text{Ligan Medan Kuat (Spin Rendah)}$$

C. Teori Medan Ligan (LFT)

• Konsep: Model yang lebih canggih, menggabungkan aspek ikatan kovalen (dari MO) dengan aspek elektrostatik (dari CFT). Ini adalah model yang paling akurat saat ini.

4. Kimia Unsur Transisi Dalam (Blok $f$)

Blok $f$ terdiri dari Lantanida (periode 6) dan Aktinida (periode 7).

• Lantanida:
  • Kekhasan: Sifat kimianya sangat mirip karena perbedaan utama pada orbital $4f$ yang terletak di dalam dan sedikit berinteraksi dengan lingkungan kimia.
  • Bilangan Oksidasi: Dominan $+3$.
  • Aplikasi: Digunakan dalam material magnetik, laser, dan lampu LED (unsur tanah jarang).
• Aktinida:
  • Kekhasan: Semua unsur bersifat radioaktif. Memiliki lebih banyak variasi bilangan oksidasi daripada Lantanida (hingga $+7$), karena orbital $5f$ energinya relatif lebih dekat ke $6d$ dan $7s$.