Aturan 18 elektron
Aturan 18 elektron merupakan aturan yang mirip dengan kaidah duplet ataupun oktet. Aturan 18 elektron dirancang untuk memprediksi struktur dan reaktifitas kompleks untuk kompleks logam yang stabil, khususnya organologam.[1] Senyawa koordinasi atau kompleks terdiri dari logam atau ion logam sebagai atom pusat yang terikat secara ikatan kovalen koordinasi ke satu atau lebih atom donor dalam suatu ligan.[2]
Pengantar
[sunting | sunting sumber]Irving Langmuir, merupakan seorang kimiawan Amerika yang mengusulkan tentang aturan 18 elektron untuk memperluas model Lewis. Aturan ini diusulkan untuk menjelaskan stabilitas logam transisi dan senyawa organologam yang terbentuk[3]. Hukum ini dibentuk atas dasar aturan sebelumnya, yaitu jumlah elektron untuk tiap subkulit berbeda, dua elektron untuk subkulit s, enam elektron untuk subkulit p dan sepuluh elektron untuk subkulit d, sehingga totalnya 18 elektron. Orbital pada senyawa koordinasi dapat menampung 18 elektron, baik dari pasangan elektron ikatan atau non-ikatan. Kombinasi antara logam transisi sebagai atom pusat dan ligan yang memiliki 18 elektron valensi akan mencapai konfigurasi elektron yang sama dengan gas mulia.[4]
Aturan 18 elektron
[sunting | sunting sumber]Aturan 18 elektron hanya berlaku untuk senyawa koordinasi dengan medan ligan yang kuat, biasanya ligan tersebut merupakan donor dan akseptor yang baik, salah satu contoh adalah ligan karbonil (CO). Kuat lemahnya ligan ditentukan oleh deret spektroskopi. Ligan yang kuat akan membuat celah energi (Δ0) antara orbital t2g dan eg besar. Perbedaan celah energi yang besar membuat, ketiga orbital t2g selalu terisi dan membentuk ikatan. Sedangkan dua orbital eg akan membentuk anti ikatan dan selalu tak terisi.[5] Fenoma ini juga disebut dengan putaran rendah.
Pengecualian Aturan 18 Elektron
[sunting | sunting sumber]Aturan 18 elektron tidak berlaku untuk senyawa koordinasi dengan medan ligan yang lemah, seperti ligan bromo atau ion bromin (Br-). Ligan yang lemah akan membuat celah energi (Δ0) antara orbital t2g dan eg kecil. Celah energi yang kecil akan membuat orbitan eg melemah dan kompleks dapat memiliki lebih dari 18 elektron.[6]
Sebaliknya, elektron yang kurang dari 18 dapat diamati pada kompleks logam transisi IV dan V dengan bilangan oksidasi yang tinggi. Celah energi (Δ0) dalam kasus ini relatif besar, hal ini disebabkan karena terjadinya peningkatan tolakan antara orbital d logam dan ligan. Orbital t2g dapat terisi sebanyak maksimal enam elektron. Sedangkan, orbital eg menjadi anti ikatan dan tetap kosong.[7]
Keterbatasan dari Aturan 18 Elektron
[sunting | sunting sumber]Beberapa aturan yang terkait keterbatasan suatu kompleks tidak dapat mengikuti aturan 18 elektron adalah jenis ligan dalam kompleks tersebut. Contoh umum keterbatasan untuk aturan 18 elektron diantaranya:
Kompleks 16 elektron
[sunting | sunting sumber]Kompleks 16 elektron berlaku pada pusat logam memiliki spin rendah dan dalam konfigurasi kompleks ini mengadopsi struktur persegi planar, seperti logam Rh(I), Ni(II), Pd(II), dan Pt(II). Contoh kompleks dengan aturan 16 elektron kompleks Vaska's IrCl(CO)(PPh3)2), [PtCl4]2−, dan garam Zeise [PtCl3(η2-C2H4)−[8]
Ligan yang berukuran besar
[sunting | sunting sumber]Ligan yang berukuran besar dapat menghambat penyelesaian aturan 18 elektron karena ligan tesebut karena kerangka hidrokarbon (C-H) dapat berinteraksi dengan logam pusat (interaksi Agostik) Contohnya seperti kompleks Mo(PCy3)2(CO)3.[9]
Ligan donor π yang kuat
[sunting | sunting sumber]- Kompleks dengan ligan dengan karakter pendonor yang kuat sering melanggar aturan 18 elektron. Contoh ligan jenis ini antara lain F-, O2-, RO- dan RN2-[10].
Referensi
[sunting | sunting sumber]- ^ Okuniewski, Andrzej; Rosiak, Damian; Chojnacki, Jarosław; Becker, Barbara (2015). "Coordination polymers and molecular structures among complexes of mercury(II) halides with selected 1-benzoylthioureas". Polyhedron (dalam bahasa Inggris). 90: 47–57. doi:10.1016/j.poly.2015.01.035. ISSN 0277-5387.
- ^ K, Alieva G.; A, Kadirova Sh; A, Nuralieva G.; M, Ashurov J. (2021). "Synthesis and Study of Complex Compounds with Benzotriazole Products of 3d-Metals". International Journal of Materials and Chemistry (dalam bahasa Inggris). 11 (1): 1–9. ISSN 2166-5354.[pranala nonaktif permanen]
- ^ A.K., Prodjosantoso (2012). Kimia Organologam. Yogyakarta: UNY Press.
- ^ Mitchell, P. R.; Parish, R. V. (1969). "The Eighteen-Electron Rule". J Chem Educ (dalam bahasa Inggris).
- ^ Nordholm, Sture; Bacskay, George B. (2020). "The Basics of Covalent Bonding in Terms of Energy and Dynamics". Molecules. 25 (11): 2667. doi:10.3390/molecules25112667. ISSN 1420-3049. PMC 7321125
. PMID 32521828.
- ^ Cotton, F. Albert (1964). "I - Ligand field theory". Journal of Chemical Education (dalam bahasa Inggris). 41 (9): 466. doi:10.1021/ed041p466. ISSN 0021-9584.
- ^ Bayse, Craig A.; Hall, Michael B. (1999). "Prediction of the Geometries of Simple Transition Metal Polyhydride Complexes by Symmetry Analysis". Journal of the American Chemical Society (dalam bahasa Inggris). 121 (6): 1348–1358. doi:10.1021/ja981965+. ISSN 0002-7863.
- ^ "Tetrahedral vs. Square Planar Complexes". Chemistry LibreTexts (dalam bahasa Inggris). 2013-10-02. Diakses tanggal 2022-10-22.
- ^ Najera, Daniel C.; Peñas-Defrutos, Marconi N.; García-Melchor, Max; Fout, Alison R. (2022-08-25). "γ-Agostic interactions in (MesCCC)Fe–Mes(L) complexes". Chemical Communications (dalam bahasa Inggris). 58 (69): 9626–9629. doi:10.1039/D2CC03260K. ISSN 1364-548X.
- ^ Rillema, D. Paul; Mack, Kinsler B. (1982-10). "The low-lying excited state in ligand .pi.-donor complexes of ruthenium(II): mononuclear and binuclear species". Inorganic Chemistry (dalam bahasa Inggris). 21 (10): 3849–3854. doi:10.1021/ic00140a053. ISSN 0020-1669.
