MOLEKUL ATOM

A. GAYA ANTAR MOLEKUL

 

B. GEOMETRI BENTUK  MOLEKUL

IONISASI

                 PENGERTIAN ENERGI IONISASI DAN GRAFIK ENERGI IONISASI

A. Pengertian Energi ionisasi

Energi ionisasi (EI) adalah energi yang dibutuhkan untuk memindahkan satu elektron terluar dari atom dalam keadaan gas. EI diperlukan untuk mengatasi gaya tarik-menarik oleh inti atom yang bermuatan positif terhadap elektron terluarnya. EI dipengaruhi oleh muatan inti efektif dan susunan elektron dalam kulit valensinya. Umumnya muatan inti efektif yang besar mengakibatkan pengeluaran elektron dari atom menjadi sukar sehingga diperlukan EI yang lebih besar.

Atom Na memiliki no.atom 11, maka konfigurasi elektronnya 2.8.1

Maka dapat ditulis Na → Na⁺ + e^–

Atom Na akan kehilangan elektron dan kelebihan satu muatan positif, atau dengan kata lain atom Na berubah menjadi ion Na+. Peristiwa yang terjadi pada atom ini diperlukan energi, karena terjadinya perubahan kedudukan elektron.

Karena semua atom kecuali hidrogen mempunyai lebih dari satu elektron, maka atom-atom ini juga mempunyai lebih dari satu energi ionisasi. Bila pelepasan melibatkan elektron pertama, disebut EI pertama, dan jika elektron kedua yang terlibat disebut EI kedua, dan seterusnya.

E. ionisasi 1    : Na (g) + E₁    →    Na⁺ (g) + e^–

E. ionisasi 2    : Na⁺ (g) + E₂ →    Na²⁺ (g) + e^–

Tabel  Energi ionisasi atom unsur (dalam eV)

Keterangan :

• Nilai baris pertama (angka yang dicetak tebal) untuk setiap atom unsur merupakan nilai EI pertama, baris kedua merupakan nilai EI kedua.
• 1 eV = 13,06 kkal/mol = 96,49 kj/mol

Gambar Variasi energi ionisasi dalam susunan berkala

B. Grafik Energi ionisasi

Berikut merupakan grafik energi ionisasi dari atom unsur-unsur dalam sistem periodik.

grafik energi ionisasi pertama atom unsur-unsur fungsi dari nomor atom

Secara umum, keteraturan energi ionisasi(EI) dalam sistem periodik adalah sebagai berikut:

1. Energi ionisasi(EI) pertama selalu lebih rendah dari EI kedua. Hal tersebut menunjukkan bahwa semakin sulit melepaskan elektron berikutnya. Keadaan ini dikarenakan semakin dekatnya elektron dengan inti atom sehingga semakin kuatnya gaya tarik-menarik inti terhadap elektron.
2. Dalam satu periode, umumnya energi ionisasi(EI) meningkat dari kiri ke kanan, searah dengan meningkatnya nomor atom. Hal ini dikarenakan kulit valensinya tetap sementara muatan inti bertambah positif sehingga volume inti atom meningkat dan nilai jari-jari atom berkurang. Keadaan ini menyebabkan gaya tarik-menarik inti terhadap elektron terluar semakin kuat. Akibatnya, EI semakin besar.
3. Dalam satu golongan, energi ionisasi(EI) menurun dari atas ke bawah searah meningkatnya nomor atom. Hal ini dikarenakan muatan inti bertambah positif sehingga kulit atom bertambah (volume bertambah) dan nilai jari-jari atom meningkat. Keadaan ini menyebabkan gaya tarik-menarik inti terhadap elektron terluar semakin lemah. Akibatnya, EI semakin berkurang.
4. Energi ionisasi(EI) pertama unsur golongan VIIIA paling tinggi di antara golongan unsur yang lain. Hal itu terjadi karena konfigurasinya yang penuh pada kulit terluar yang membuatnya stabil. Kestabilan ini disebabkan atom-atom gas mulia memiliki elektron valensi paling banyak (8 elektron). Oleh karena itu, untuk mengeluarkan elektron valensi dari atom gas mulia memerlukan EI yang sangat besar.

ikatan kimia_ gaya antar molekul

                                                          GAYA ANTAR MOLEKUL


1. Gaya Van der Waals

Gaya Van der Waals merupakan salah satu jenis gaya tarik-menarik di antara molekul-molekul. Gaya ini timbul dari gaya London dan gaya antardipol-dipol. Jadi, gaya Van der Waals dapat terjadi pada molekul nonpolar maupun molekul polar.
Gaya ini diusulkan pertama kalinya oleh Johannes Van der Waals (1837–1923). Konsep gaya tarik antarmolekul ini digunakan untuk menurunkan persamaan-persamaannya tentang zat-zat yang berada dalam fase gas.
Kejadian ini disebabkan adanya gaya tarik-menarik antara inti atom dengan elektron atom lain yang disebut gaya tarik-menarik elektrostatis (gaya coulumb). Umumnya terdapat pada senyawa polar.

Untuk molekul nonpolar, gaya Van der Waals timbul karena adanya dipol-dipol sesaat atau gaya London.
Gaya Van der Waals ini bekerja bila jarak antarmolekul sudah sangat dekat, tetapi tidak melibatkan terjadinya pembentukan ikatan antaratom. Misalnya, pada suhu –160 °C molekul Cl2 akan mengkristal dalam lapisanlapisan tipis, dan gaya yang bekerja untuk menahan lapisan-lapisan tersebut adalah gaya Van der Waals.
Paling sedikit terdapat tiga gaya antarmolekul yang berperan dalam terjadinya gaya Van der Waals, yaitu gaya orientasi, gaya imbas, dan gaya dispersi.

a. Gaya orientasi
Gaya orientasi terjadi pada molekul-molekul yang mempunyai dipol permanen atau molekul polar. Antaraksi antara kutub positif dari satu molekul dengan kutub negatif dari molekul yang lain akan menimbulkan gaya tarik-menarik yang relatif lemah. Gaya ini memberi sumbangan yang relatif kecil terhadap gaya Van der Waals, secara keseluruhan.
Kekuatan gaya orientasi ini akan semakin besar bila molekul-molekul tersebut mengalami penataan dengan ujung positif suatu molekul mengarah ke ujung negatif dari molekul yang lain. Misalnya, pada molekul-molekul HCl.

b. Gaya imbas
Gaya imbas terjadi bila terdapat molekul dengan dipol permanen, berinteraksi dengan molekul dengan dipol sesaat. Adanya molekul-molekul polar dengan dipol permanen akan menyebabkan imbasan dari kutub molekul polar kepada molekul nonpolar, sehingga elektron-elektron dari molekul nonpolar tersebut mengumpul pada salah satu sisi molekul (terdorongatau tertarik), yang menimbulkan terjadinya dipol sesaat pada molekul nonpolar tersebut.
Terjadinya dipol sesaat akan berakibat adanya gaya tarik-menarik antardipol tersebut yang menghasilkan gaya imbas. Gaya imbas juga memberikan andil yang kecil terhadap keseluruhan gaya Van der Waals.

2. Gaya london

Gaya london adalah gaya tarik-menarik yang sifatnya lemah antara atom atau molekul yang timbul dari pergerakan elektron yang acak di sekitar atom-atom. Karena elektron bergerak secara acak di sekitar inti atom, maka suatu saat terjadi ketidakseimbangan muatan di dalam atom. Akibatnya terbentuk dipol yang sesaat.
Dipol-dipol yang berlawanan ini saling berikatan, walau sifatnya lemah. Adanya gaya-gaya ini terutama terdapat pada molekul-molekul nonpolar yang dikemukakan pertama kalinya oleh Fritz London.
Perhatikan gambar

Setiap atom helium mempunyai sepasang elektron. Apabila pasangan elektron tersebut dalam peredarannya berada pada bagian kiri bola atom, maka bagian kiri atom tersebut menjadi lebih negatif terhadap bagian kanan yang lebih positif. Akan tetapi karena pasangan elektron selalu beredar maka dipol tadi tidak tetap, selalu berpindah-pindah (bersifat sesaat). Polarisasi pada satu molekul akan memengaruhi molekul tetangganya. Antara dipol-dipol sesaat tersebut terdapat suatu gaya tarik-menarik yang mempersatukan molekul-molekul nonpolar dalam zat cair atau zat padat.

3. Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen adalah gaya tarik-menarik yang cukup kuat antara molekul-molekul polar (mengandung atom-atom sangat elektronegatif, misalnya F, O, N) yang mempunyai atom hidrogen. Ikatan ini dilambangkan dengan titik-titik (...).
Contoh:
Ikatan hidrogen yang terjadi dalam molekul air. Di dalam molekul air, atom O bersifat sangat elektronegatif sehingga pasangan elektron antara atom O dan H lebih tertarik ke arah atom O. Dengan demikian terbentuk suatu dipol.

Gaya tarik-menarik antardipol ini yang melalui atom hidrogen disebut ikatan hidrogen.

Senyawa yang di dalamnya terdapat ikatan hidrogen umumnya memiliki titik didih yang tinggi. Sebab untuk memutuskan ikatan hidrogen yang terbentuk diperlukan energi lebih besar dibandingkan senyawa yang sejenis, tetapi tanpa adanya ikatan hidrogen.
H2O dengan struktur H–O–H dan senyawa yang mempunyai gugus O–H seperti alkohol (R–OH) terutama yang jumlah atom C-nya kecil, senyawa tersebut akan bersifat polar dan mempunyai ikatan hidrogen.
Begitu juga NH3 dengan struktur:

atau senyawa amina (R–NH2), mempunyai ikatan hidrogen.
Pada molekul H–F, ujung molekul H lebih bermuatan positif dan ujung molekul F lebih bermuatan negatif. Dari ujung yang berbeda muatan tersebut (dipol) mengadakan suatu ikatan dan dikenal dengan ikatan hidrogen.
Pada molekul HF, ikatan antara atom H dan F termasuk ikatan kovalen. Sedangkan ikatan antarmolekul HF (molekul HF yang satu dengan molekul HF yang lainnya) termasuk ikatan hidrogen.

Pengaruh Ikatan Hidrogen pada Titik Didih
Titik didih suatu zat dipengaruhi oleh:
a. Mr, jika Mr besar maka titik didih besar dan Mr kecil maka titik didih kecil.
b. Ikatan antarmolekul, jika ikatan kuat maka titik didih besar dan ikatan lemah maka titik didih kecil.
Perhatikan data Mr dan perbedaan keelektronegatifan senyawa golongan halogen (VIIIA) berikut.

Titik cair dan titik didih senyawa-senyawa yang mempunyai persamaan dalam bentuk dan polaritas, naik menurut kenaikkan massa molekul. Perhatikan titik didih hidrida unsur-unsur golongan IVA pada gambar di samping. Dari CH4 sampai SnH4, titik didih naik secara beraturan.

Untuk hidrida unsur-unsur golongan VIA (H2O, H2S, H2Se, dan H2Te) terdapat penyimpangan yang sangat mencolok pada H2O. Penyimpangan yang sama juga terdapat pada NH3 dengan hidrida unsur-unsur golongan VA lain (PH3, AsH3, dan SbH3) dan juga pada HF dengan hidrida unsur-unsur golongan VIIA lainnya (HCl, HBr, HI, dan HAt). Sifat yang abnormal dari HF, H2O, dan NH3 tersebut dijelaskan dengan konsep ikatan hidrogen.
Seperti kita ketahui, F, O, dan N adalah unsur-unsur yang sangat elektronegatif. Oleh karena itu, ikatan F–H, O–H, dan N–H adalah ikatan-ikatan yang sangat polar. Dalam HF, H2O, NH3, dan senyawa-senyawa lain yang mengandung ikatan F–H, O–H, atau N–H, atom H sangat positif. Dalam senyawa-senyawa seperti itu terdapat suatu ikatan, yang disebut ikatan hidrogen, yaitu ikatan karena gaya tarik-menarik elektrostatik antara atom hidrogen yang terikat pada atom berkeelektronegatifan besar (atom F, O, atau N) dengan atom berkeelektronegatifan besar dari molekul tetangga, baik antarmolekul sejenis maupun yang berlainan jenis.

BENTUK MOLEKUL DAN HIBRIDISASI

         BENTUK MOLEKUL BERDASARKAN TEORI VSEPR DAN HIBRIDISASI

A. BENTUK MOLEKUL

1. Bentuk Molekul Berdasarkan Teori  VSEPR

Teori VSEPR adalah teori yang menggambarkan bentuk molekul berdasarkan kepada tolakan pasangan electron disekitar atom pusat. Teori talakan pasangan  electron ini dikenal dengan istilah VSEPR (Valence Shell  Electron Pair of Repulsion)
Bentuk molekul didasarkan kepada jumlah electron yang saling tolak-menolak disekitar atom pusat yang akan menempati tempat sejauh munkin untuk meminimumkan tolak elektron
Kelompok pasangan elektron dapat berupa ikatan tunggal, ikatan rangkap
dua, dan ikatan rangkap tiga. Perhatikan Gambar





Gambar  Pasangan elektron di sekeliling atom pusat
Di dalam klasifikasi VSEPR ada beberapa huruf yang melambangkan atom
pusat, atom yang mengelilingi atom pusat, dan pasangan elektron bebas, yaitu:
A = atom pusat
X = atom yang mengelilingi atom pusat
E = pasangan elektron bebas
Berbagai bentuk molekul berdasarkan teori tolakan pasangan elektron
dijelaskan sebagai berikut.
1. Bentuk Molekul dengan Dua Pasangan Elektron di
Sekitar Atom Pusat
Tabel Bentuk molekul dengan dua pasangan elektron di sekitar atom pusat



Dua pasangan elektron yang berada di sekitar atom pusat akan tolak-menolak
membentuk susunan elektron yang linier.
Catatan:
Pasangan elektron bebas pada Cl dan O tidak mempengaruhi bentuk molekul,
karena hanya pasangan elektron yang mengelilingi atom pusat saja yang terlibat
dalam pembentukan molekul
2. Bentuk Molekul dengan Tiga Pasangan Elektron di
Sekitar Atom Pusat
Tabel  Contoh bentuk molekul dengan tiga pasangan elektron di sekitar atom
pusat



Molekul atau ion yang memiliki 3 pasang elektron di sekitar atom pusat baik
pasangan yang membentuk ikatan tunggal atau rangkap membentuk segitiga planar
3. Bentuk Molekul dengan Empat Pasangan Elektron di
Sekitar Atom Pusat
Tabel  Contoh bentuk molekul dengan empat pasangan elektron di sekitar
atom pusat




semua molekul atau ion yang memiliki empat pasangan elektron di sekitar
atom pusatnya akan membentuk struktur ruang elektron tetrahedral.
Catatan:
Jika ada 4 kelompok elektron yang mengelilingi atom pusat, maka gaya tolak:
PEB – PEB > PEI – PEB > PEI – PEI.
Bentuk Molekul dengan Lima Pasangan Elektron di
Sekitar Atom Pusat
Semua molekul atau ion yang atom pusatnya dikelilingi lima atau enam
pasangan elektron biasanya atom pusat tersebut berasal dari unsur periode ke-3
atau lebih dari 3.
Bentuk-bentuk molekul dengan 5 pasangan elektron yang terdiri dari PEB
dan PEI yang berbeda dapat dilihat pada Tabel




Jika lima pasangan elektron mengelilingi atom pusat maka akan membentuk
struktur ruang elektron bipiramidal trigonal.
5. Bentuk Molekul dengan Enam Pasangan Elektron di
Sekitar Atom Pusat
Enam pasangan elektron yang mengelilingi atom pusat akan membentuk
struktur ruang elektron oktahedral.
Bentuk-bentuk molekul yang terjadi dari 6 pasangan elektron yang terdiri dari
PEI dan PEB yang berbeda dapat dilihat pada Tabel




Bentuk molekul dapat diramalkan dengan teori jumlah pasangan elektron di
sekitar atom pusat dan VSEPR. Langkah-langkahnya:
1. Menentukan struktur Lewis dari rumus molekul.
2. Menentukan jumlah pasangan elektron di sekeliling atom pusat, pasangan
elektron ikatan, dan pasangan elektron bebas.
3. Memprediksi sudut-sudut ikatan yang mungkin berdasarkan jumlah kelompok
elektron dan arah-arah yang mungkin akibat tolakan pasangan elektron bebas.
4. Menggambarkan dan memberi nama bentuk molekul berdasarkan jumlah PEI
dan PEB.
Langkah-langkah tersebut diilustrasikan sebagai berikut




Contoh Soal
Ramalkan bentuk molekul PF3 dan COCl2
Penyelesaian:
a. Bentuk molekul PF3
• Struktur Lewis PF3



• Jumlah pasangan elektron di sekeliling P = 4 pasang,
3 PEI dan 1 PEB, klasifikasi VSERP: AX3E
• Bentuk molekul PF3 adalah piramidal trigonal
dengan sudut F–P–F < 109,5°





b. Bentuk molekul COCl2
• Struktur Lewis COCl





• Bentuk ideal COCl2 adalah segitiga planar dengan sudut 120􀁲 tetapi
karena ada ikatan rangkap yang tolakannya lebih besar terhadap ikatan
tunggal maka sudut Cl – C – O > 120° dan Cl – C – Cl < 120°.
• Bentuk molekul COCl2 adalahsegitiga dengan sudutsudut
sebagai berikut






B. Bentuk Molekul Berdasarkan Teori Hibridisasi
Teori jumlah pasangan elektron di sekitar atom pusat dapat menjelaskan
berbagai bentuk-bentuk molekul sesuai dengan eksperimen. Ada lagi teori yang
dapat menjelaskan bentuk molekul yaitu berdasarkan bentuk orbital kulit terluarnya
Pada pembentukan molekul ini terjadi penggabungan beberapa orbital suatu atommembentuk orbital baru yang tingkat energinya sama atau orbital hibrid. Prosesini dikenal dengan istilah hibridisasi

1. Bentuk Molekul BeF2
Konfigurasi elekron atom 4Be: 1s2 2s2. Atom Be mempunyai dua elektron pada
orbital 2s. Agar terdapat dua elektron yang tidak berpasangan untuk mengikat
dua atom F maka satu elektron dari 2s pindah ke 2p atau tereksitasi. Orbital s danp tersebut mengalami hibridisasi membentuk orbital hibrid sp yang berbentuk linierKonfigurasi elektron terluar Be :                        
Konfigurasi elektron Be terhibridisasi :
Konfigurasi elektron Be pada BeF2 :



Dua elektron tidak berpasangan pada                  
orbital ini akan menerima elektron dari
F membentuk ikatan kovalen sehingga
BeF2 berbentuk linier.


B.

Bentuk molekul/struktur ruang dari suatu molekul sebelumnya ditentukan dari hasil percobaan akan tetapi dapat diramalkan dengan menggunakan teori domain elektron.

Langkah-langkah dalam meramalkan bentuk molekul
Misalnya CH4 (6C dan 1H) dan NH3 (7N)
1. Menentukan elektron valensi masing-masing atom.
6C : 2 . 4
(elektron valensi C = 4)
1H : 1
(elektron valensi H = 1)
7N : 2 . 5
(elektron valensi N = 5)
2. Menjumlahkan elektron valensi atom pusat dengan elektronelektron dari atom lain yang digunakan untuk ikatan.

3. Menentukan banyaknya pasangan elektron, yaitu sama dengan jumlah pada langkah 2 dibagi dua.

4. Menentukan banyaknya pasangan elektron terikat dan pasangan elektron bebas.
Dalam molekul CH4 terdapat 4 pasang elektron yang semuanya merupakan pasangan elektron terikat (4 elektron dari 1 atom C dan 4 elektron dari 4 atom H).
Keempat pasang elektron terikat tersebut membentuk geometri tetrahedral.
Dalam molekul NH3 terdapat 4 pasang elektron terdiri atas 3 pasang elektron terikat (3 elektron dari 1 atom N dan 3 elektron dari 3 atom H) dan 1 pasang elektron bebas.
Tiga pasang elektron terikat dan sepasang elektron bebas dari NH3 tersebut membentuk geometri trigonal piramida.

Meramalkan bentuk molekul PCl5
15P : 2 . 8 . 5
17Cl : 2 . 8 . 7

Kelima pasang elektron terikat tersebut akan membentuk geometri trigonal bipiramida.

Meramalkan bentuk molekul XeF2
10Xe : 2 . 8
9F : 2 . 7

Dua pasang elektron terikat dan tiga pasang elektron bebas
tersebut akan membentuk geometri linear (garis lurus).

Konsep Hibridisasi
Konsep hibridisasi digunakan untuk menjelaskan bentuk geometri molekul. Bentuk molekul itu sendiri ditentukan melalui percobaan atau mungkin diramalkan berdasarkan teori tolakan elektron seperti bahasan di atas. Sebagai contoh, kita perhatikan molekul metana (CH4) mempunyai struktur tetrahedral yang simetris. Masing-masing ikatan karbon hidrogen mempunyai jarak yang sama yaitu 1,1 angstrom dan sudut antara setiap pasang elektron adalah 109,5°.

Karbon mempunyai nomor atom 6 sehingga konfigurasi elektronnya: 1s² 2s² 2p². Konfigurasi elektron atom karbon tersebut dapat digambarkan sebagai berikut.

Bentuk hibridisasi CH4 adalah sp³ atau tetrahedron (bidang 4). Dalam atom karbon tersebut terdapat dua orbital yang masing-masing mengandung sebuah elektron yaitu 2p¹x dan 2p¹y .

Teori domain elektron adalah suatu cara meramalkan bentuk molekul berdasarkan teori tolak-menolak elektronelektron pada kulit luar atom pusat. Teori tolak-menolak antarpasangan-pasangan elektron kulit valensi atau teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion).
Pasangan elektron terdiri dari:
- Pasangan Elektron Ikatan (PEI)
- Pasangan Elektron Bebas (PEB)
Bentuk molekul/struktur ruang dipengaruhi oleh gaya tolakmenolak pasangan elektron.
Adapun urutan gaya tolak-menolak dapat digambarkan sebagai berikut.
tolakan (PEB – PEB) > tolakan (PEB – PEI) > tolakan (PEI – PEI)
Adanya gaya tolak-menolak ini menyebabkan atom-atom yang berikatan membentuk struktur ruang tertentu dari suatu molekul.
Contoh: molekul CH4
Atom C sebagai atom pusat mempunyai 4 PEI, sehingga rumusnya AX4 dan bentuk molekulnya tetrahedral.

Struktur Lewis kaidah duplet dan oktet

                                                    KAIDAH HUKUM OKTET DAN DUPLET

PROSES TERJADINYA IKATAN ION DAN KOVALEN

                                            PROSES TERJADINYA IKATAN KIMIA
  

               

IKATAN IONIK DAN IKATAN KOVALEN

         Ikatan kovalen dapat terjadi antara unsure non logam dengan unsure non logam lain dengan cara pemakaian bersama pasangan electron. Adakalanya dua atom dapat menggunakan lebih dari satu pasang electron , bila yang digunakan bersama dua pasang atau tiga pasang electron maka akan terbentuk ikatan kovalen rangkap dua atau rangkap tiga. Penggunaan bersama pasangan electron digambarkan oleh Lewis mengunakan titik electron. Rumus Lewis merupakan tanda atom yang disekelilingnya terdapat titik (.), silang (x) atau bulatan kecil (  atau °). Tanda tersebut menggambarkan electron valensi atom yang bersangkutan. Rumus tersebut sering dinamakan rumus electron atau titik electron. Langkah-langkaah menuliskan rumus molekul Lewis:
a.    Menuliskan symbol atom unsurnya
b.    Menentukan jumlah electron valensi atom tersebut
c.    Meletakkan titik (.), silang, atau bulatan kecil (  atau °) yang mewakili electron valensi pada sisisimbol atom
 Berdasarkan brentuk ikatan , ikatan kovalen terdiri atas:
1.    Kovalen normal
2.    Kovalen koordinasi
3.    Kovalen polar
4.    Kovalen non polar
1.    Kovalen Normal : ikatan berdasarkan pemakaian bersama pasangan electron berasal dari kedua atom.. Berdasarkan jumlah ikatan dibedakan menjadi: ikatan tunggal, rangkap dua dan rangkap tiga.
a.  Ikatan kovalen tunggal terjadi karena penggunaan bersama satu pasang electron  yang digambarkan dengan satu garis lurus. Contoh :
* ikatan H dengan H dalam molekul H2
   H• + •H    →  H •• H  →  H – H   →  H2  
* ikatan F dengan F dalam molekul F2
   ••             ••               ••   ••
  •   +   •     →     : F  : F :    →     F – F     →       F2
   ••             ••               ••   ••
*ikatan antara 1H dan 7H dalam molekul NH3
Senyawa NH3 -------- 7N : 2 , 5  ---- atom N memerlukan tiga electron (octet)
                               1H : 1      ---- atom H memerlukan satu electron (duplet)                      
 H : N : H         atau    H – N − H
      ••                              │
      H                              H
b.    Ikatan kovalenn rangkap dua terjadi karena penggunaan bersama dua pasang electron yang digambarkan dengan dua garis lurus. Contoh : O2
••   ••
O :: O       atau       O = O
••   ••
c.    Ikatan rangkap tiga terjadi karena penggunaan bersama tiga pasang electron yang digambarkan dengan tiga garis lurus. Contoh : N2
2.    Kovalen Koordinasi adalah ikatan kovalen dimana pasangan electron yang digunakan bersama berasal dari salah satu atom yang berikatan. Contoh : SO3
16S : 2 , 8  , 6
8O : 2 , 6                     ikatan kovalen rangkap dua
                      ••         ••
                    : O ::  S : O :
                             ••
                           : O :                              ikatan kovalen koordinasi
                             ••
3.    Ikatan kovalen polar terjadi adanya perbedaan keelektronegatifan antara dua atom yang menyebabkan pasangan electron ikatan lebih tertarik ke salah satu unsur sehingga membentuk dipole. Atau jika atom yang ada di tengan memilki pasangan elekron bebas sehingga pasangan electron tertarik ke salah satu atom. Pada HCl  pasangan electron milik bersama akan lebih dekat pada Cl karena daya tarik terhadap elektronnya lebih besar dibandingkan H. Senyawa kovalen polar memilki bentuk molekul tidak simetris. Contoh : HCl, HBr, HI, HF, H2O, NH3. Senyawa-senyawa tersebut mempunyai jumlah momendipol tidak sama dengan 0
Ikatan kovalen non polar terjadi bila tidak adanya perbedaan keelektronegatifan antara dua atom dan jumlah momendipol = 0. Atau jika atom pusat tidak mempunyai pasangan electron bebas sehingga pasangan electron tertarik sama kuat ke seluruh atom. Bentuk molekul senyawa non polar simetris. Contoh : H2, O2, Cl2, N2, CH4, C6H6, BF3.

ikatan kimia [kimia dasar 1]

PROSES PEMBENTUKAN IKATAN IONIK DAN IKATAN KOVALEN

       Sebelum kita memasuki materi ikatan ionik dan kovalen, terlebih dahulu kita harus memahami apa itu ikatan kimia.

       • Definisi Ikatan Kimia
Adalah ikatan yang terjadi antar atom atau antar molekul dengan cara sebagai berikut :
a) atom yang 1 melepaskan elektron, sedangkan atom yang lain menerima elektron (serah terima elektron)
b) penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari masing-masing atom yang berikatan
c) penggunaan bersama pasangan elektron yang berasal dari salah 1 atom yang berikatan
Tujuan pembentukan ikatan kimia adalah agar terjadi pencapaian kestabilan suatu unsur.
Elektron yang berperan pada pembentukan ikatan kimia adalah elektron valensi dari suatu atom/unsur yang terlibat.

Salah satu petunjuk dalam
pembentukan ikatan
kimia adalah adanya 1 golongan unsur yang stabil yaitu golongan VIIIA atau golongan 18 (gas mulia).
Maka dari itu, dalam pembentukan ikatan kimia; atom-atom akan membentuk konfigurasi elektron seperti pada unsur gas mulia.
Unsur gas mulia mempunyai elektron valensi sebanyak 8 (oktet) atau 2 (duplet, yaitu atom Helium).
Periode Unsur Nomor Atom K L M N O P
1 He 2 2
2 Ne 10 2 8
3 Ar 18 2 8 8
4 Kr 36 2 8 18 8
5 Xe 54 2 8 18 18 8
6 Rn 86 2 8 18 32 18 8

Kecenderungan unsur-unsur untuk menjadikan konfigurasi elektronnya sama seperti gas mulia terdekat dikenal dengan istilah Aturan Oktet
o Lambang Lewis
Adalah lambang atom yang dilengkapi dengan elektron valensinya.
• Lambang Lewis gas mulia menunjukkan 8 elektron valensi (4 pasang).
• Lambang Lewis unsur dari golongan lain menunjukkan adanya elektron tunggal (belum berpasangan).
Berdasarkan perubahan konfigurasi elektron yang terjadi pada pembentukan ikatan, maka ikatan kimia dibedakan menjadi 4 yaitu : ikatan ion, ikatan kovalen, ikatan kovalen koordinat / koordinasi / dativ dan ikatan logam.

•  Struktur Lewis

Walter Kossel dan Gilbert Lewis, pada tahun 1916 menyatakan bahwa terdapat hubungan antara stabilnya gas mulia dengan cara atom-atom unsur saling berikatan. Lewis mengemukakan bahwa jumlah elektron terluar dari dua atom yang berikatan, akan berubah sedemikian rupa sehingga susunan elektron kedua atom tersebut sama dengan susunan elektron gas mulia.
Kecenderungan atom-atom untuk memiliki konfigurasi elektron seperti gas mulia disebut kaidah Oktet dan kaidah duplet. Kaidah oktet dipenuhi apabila atom memiliki 8 elektron pada kulit terluar sedangkan kaidah duplet dipenuhi apabila atom memiliki 2 elektron pada kulit terluar.
Struktur Lewis dari suatu molekul adalah cara menggambarkan bagaimana atom-atom berikatan membentuk molekul dengan menggunakan penanda seperti noktah atau tanda “x” untuk mewakili elektron yang terlibat dalam pembentukan molekul. Elektron yang terlibat ini biasanya hanya elektron valensi (elektron yang berada di kulit terluar). Prinsip dalam menggambarkan struktur Lewis suatu molekul adalah mengupayakan agar elektron di sekitar atom dalam setiap molekul berjumlah delapan atau mengikuti aturan oktet. Dengan memiliki elektron sebanyak 8 setiap atom diharapkan menjadi stabil dengan membentuk ikatan.
Untuk itu sebelum dapat menggambar struktur Lewis suatu molekul harus memahami bagaimana menentukan konfigurasi elektron setiap atom. Biasanya dalam soal-soal disertai dengan data nomor atom setiap unsur yang akan digunakan, tujuannya tidak lain agar dapat menuliskan konfigurasi elektronnya sehingga elektron valensinya juga dapat diketahui.

 A. Ikatan Ionik

 1. Pengertian ikatan ionik

Ikatan Ion = Elektrovalen = Heteropolar

     Ikatan ion adalah tidak lain hanyalah jenis pembentukan ikatan kimia yang melibatkan transfer lengkap elektron dari satu atom ke yang lain. Ketika atom akan kehilangan atau bertambah elektron, mereka menjadi ion yang bermuatan berbeda atau ion bermuatan berlawanan. Ion yang diisi kemudian tertarik terhadap satu sama lain karena gaya elektrostatik, yang membawa ion bermuatan sebaliknya bersama-sama, sehingga membentuk ikatan ion.
    Pada ikatan ionik, terjadi transfer elektron dari satu atom ke atom lainnya. Oleh karena berpindahnya elektron, maka ada atom yang kedapatan elektron menjadi bermuatan negatif, sedangkan atom yang kehilangan elektron akan bermuatan positif. Jika atom ketambahan elektron, maka atom tersebut menjadi ion negatif atau dikenal dengan istilah anion. Sedangkan jika atom kehilangan elektron, maka atom tersebut menjadi ion positif atau kation. Karena adanya perbedaan muatan antar ion (ion positif dan ion negatif), maka ion positif dan negatif akan saling tarik menarik oleh gaya elektrostatik. Kejadian inilah yang merupakan dasar dari ikatan ionik.[

      Contoh yang paling umum dari ikatan ion adalah pembentukan natrium klorida di mana sebuah atom natrium menggabungkan dengan atom klorin.
Mari kita lihat pada konfigurasi elektronik masing-masing.
Natrium (Na): 2,8,1 dan Klorin (Cl): 2, 8, 7.
Dengan demikian, kita melihat bahwa sebuah atom klorin membutuhkan satu elektron untuk mencapai konfigurasi terdekat yaitu gas mulia Argon (2,8,8). Sebuah atom natrium, di sisi lain, membutuhkan untuk menyingkirkan elektron tunggal di kulit terluar untuk memperoleh konfigurasi terdekat mulia yaitu gas Neon (2,8).

Ikatan Ion pada Natrium klorida (NaCl)
tom natrium menyumbangkan elektron terluar pada atom klorin, yang hanya membutuhkan satu elektron untuk mencapai konfigurasi oktet. Ion natrium menjadi bermuatan positif karena kehilangan elektron, sedangkan ion klorida menjadi bermuatan negatif karena penambahan sebuah elektron tambahan. Ion yang bermuatan berlawanan terbentuk, tertarik satu sama lain dan mengakibatkan membentuk ikatan ion.
 a . Ikatan ion pada 19K dan 8O dalam K₂O [1]

Konfigurasi elektron:

K : 2, 8, 8, 1 (melepas 1 elektron) membentuk K⁺
O : 2, 6 (menerima 2 elektron) membentuk O^2–

2K⁺ + O^2– → K₂O

b. Ikatan ion pada Fe (elektron valensi 3) dengan Cl (elektron valensi 7) membentuk FeCl₃ [1]

Fe mempunyai elektron valensi 3 akan membentuk Fe³⁺
Cl mempunyai elektron valensi 7 akan membentuk Cl^–

Fe³⁺ + 3Cl^– → FeCl₃

c. Ikatan ion antara Ca dan F [2]

Konfigurasi elektron:

Ca : 2, 7 (melepas 2 elektron) membentuk Ca²⁺ (2, 8)
F : 2, 7 (menerima 1 elektron) membentuk F + 1e^- (2, 8) (Catatan : Supaya persamaan reaksinya setimbang maka F ada 2 sehingga menjadi 2F, masing-masing menerima 1 elektron dari Ca)

Sehingga persamaan reaksinya menjadi :

Ca²⁺ + 2F^– → CaF₂

Perpindahan elektron dari Ca ke F.

d. Ikatan ion antara Li dan O [2]

Konfigurasi elektron:

Li : 2, 1 (melepas 1 elektron) membentuk Li⁺ (2)
O : 2, 6 (menerima 2 elektron) membentuk O + 2e^- (2, 8)

Sehingga persamaan reaksinya menjadi :

2Li⁺ + O^2– → Li₂O

Perpindahan elektron dari Li ke O.

5. Ikatan ion antara Li dan O [2]

Konfigurasi elektron:

Al : 2, 8, 3 (melepas 3 elektron) membentuk Al³⁺ (2, 8)
F : 2, 7 (menerima 1 elektron) membentuk F + 1e^- (2, 8) (Catatan : Supaya persamaan reaksinya setimbang maka F ada 3 sehingga menjadi 3F, masing-masing menerima 1 elektron dari Al)

Sehingga persamaan reaksinya menjadi :

Al³⁺ + 3F^– → AlF₃


6. Ikatan antara Na dengan O
  Supaya mencapai oktet, maka Na harus melepaskan 1 elektron menjadi kation Na⁺

(2,8,1)          (2,8)
  Supaya mencapai oktet, maka O harus menerima 2 elektron menjadi anion

(2,6)                    (2,8)

  Reaksi yang terjadi :
(x2)
(x1)
+
2 Na + O                2 Na⁺ +               Na₂O

Contoh lain : senyawa MgCl₂, AlF₃ dan MgO

Soal : Tentukan senyawa yang terbentuk dari :
1). Mg dengan F
2). Ca dengan Cl
3). K dengan O

Senyawa yang mempunyai ikatan ion antara lain :
a)       Golongan alkali (IA) [kecuali atom H] dengan golongan halogen (VIIA)
Contoh : NaF, KI, CsF
b)       Golongan alkali (IA) [kecuali atom H] dengan golongan oksigen (VIA)
Contoh : Na₂S, Rb₂S,Na₂O
c)        Golongan alkali tanah (IIA) dengan golongan oksigen (VIA)
Contoh : CaO, BaO, MgS

2. Ciri karakteristik ikatan ion
    Keberadaan ikatan ion mempengaruhi sifat kimia dan fisik dari senyawa yang dihasilkan. Ada ada beberapa karakteristik menonjol dari ikatan ion dan di sini adalah daftar dari beberapa karakteristik berikut:

1. Karena dari kenyataan bahwa logam cenderung kehilangan elektron dan non-logam cenderung untuk mendapatkan elektron, ikatan ion yang umum antara logam dan non-logam. Oleh karena itu, tidak seperti ikatan kovalen yang hanya dapat terbentuk antara non-logam, ikatan ion dapat terbentuk antara logam dan non-logam.
2. Sementara penamaan senyawa ion, nama logam selalu datang pertama dan nama non-logam datang kedua. Misalnya, dalam kasus natrium klorida (NaCl), natrium merupakan logam sedangkan klorin adalah non-logam.
3. Senyawa yang mengandung ikatan ion mudah larut dalam air serta beberapa pelarut polar lainnya. Ikatan ion, dengan demikian, memiliki efek pada kelarutan senyawa yang dihasilkan.
4. Ketika senyawa ion dilarutkan dalam pelarut untuk membentuk larutan homogen, larutan cenderung untuk menghantarkan listrik.
5. Ikatan ion memiliki efek pada titik leleh senyawa juga, karena senyawa ion cenderung memiliki titik leleh yang lebih tinggi, yang berarti bahwa ikatan ion tetap stabil untuk rentang suhu yang lebih besar. 

 3. Kegunaan ikatan ionik

1. Ikatan ionik terbentuk antara ion logam (ion positif) dan ion non-logam (ion negatif).^[1]
2. Penamaan ikatan ionik sederhana dimulai dari nama logam, kemudian diikuti nama non-logam penyusunnya. Contohnya: natrium klorida.^[1]
3. Ikatan ionik mudah larut dalam air dan pelarut polar lainnya.^[1]
4. Senyawa ionik mudah sekali menghantarkan listrik jika dalam larutan.^[1]
5. Senyawa ionik cenderung membentuk kristal solid dengan titik leleh yang tinggi.^[1]

 B. Ikatan Kovalen

1.  Pengertian Ikatan Kovalen

          Ikatan kovalen adalah ikatan yang terjadi antara unsur nonlogam dengan unsur nonlogam yang lain dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron. Adakalanya dua atom dapat menggunakan lebih dari satu pasang elektron. Apabila yang digunakan bersama dua pasang atau tiga pasang maka akan terbentuk ikatan kovalen rangkap dua atau rangkap tiga. Jumlah elektron valensi yang digunakan untuk berikatan tergantung pada kebutuhan tiap atom untuk mencapai konfigurasi elektron seperti gas mulia (kaidah duplet atau oktet).

Penggunaan bersama pasangan elektron digambarkan oleh lewis menggunakan titik elektron. Rumus lewis merupakan tanda atom yang disekelilingnya terdapat titik, silang atau bulatan kecil yang menggambarkan elektron valensi atom yang bersangkutan.

2.   Sifat-sifat senyawa kovalen

1. Pada suhu kamar umumnya berupa gas (misal H2, O2, N2, Cl2, CO2), cair (misalnya H2O dan HCl), ataupun berupa padatan.
2. Titik didih dan titik lelehnya rendah, karena gaya tarik menarik antar molekulnya lemah meskipun ikatan antar atomnya kuat.

Larut dalam pelarut non polar dan beberapa diantaranya dapat berinteraksi dengan pelarut polar.

1. Larutannya dalam air ada yang menghantarkan arus listrik (misal HCl) tetapi sebagian besar tidak dapat menghantarkan arus listrik, baik padatan, leburan, ataupun larutannya.

Ikatan kovalen terjadi akibat atom yang akan berikatan tidak mampu melepaskan elektron, hal ini disebabkan ikatan kovalen terbentuk dari unsur-unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi dan perbedaan keelektronegatifannya kecil.

Pembentukan ikatan kimia terbentuk dari atom-atom unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi serta beda keelektronegatifannya lebih kecil dibandingkan ikatan ion. Atom non logam cenderung untuk menerima elektron sehingga jika tiap-tiap atom non logam berikatan maka ikatan yang terbentuk dapat dilakukan dengan cara mempersekutukan elektronnya dan akhirnya terbentuk pasangan elektron yang dipakai secara bersama. Pembentukan ikatan kovalen dengan cara pemakaian bersama pasangan elektron tersebut harus sesuai dengan konfigurasi elektron pada unsur gas mulia yaitu 8 elektron (kecuali He berjumlah 2 elektron). Ikatan kovalen Berdasarkan jumlah pasangan elektron yang digunakan untuk berikatan ikatan kovalen dapat dibagi menjadi 3 jenis yaitu:

1. Ikatan kovalen yang paling umum adalah ikatan kovalen tunggal dengan hanya satu pasang elektron yang terbagi di antara dua atom. Ia biasanya terdiri dari satu ikatan sigma. Semua ikatan yang memiliki lebih dari satu pasang elektron disebut sebagai ikatan rangkap atau ikatan ganda.
2. Ikatan yang berbagi dua pasangan elektron dinamakan ikatan kovalen rangkap dua biasanya terdiri dari satu ikatan sigma dan satu ikatan pi. Contohnya pada etilen(CH₂CH₂).
3. Ikatan yang berbagi tiga pasang elektron dinamakan ikatan kovalen rangkap tiga biasanya terdiri dari satu ikatan sigma dan dua ikatan pi. Contohnya pada hidrogen sianida (HCN). hidrogen sianida berbeda dengan asam sianida walaupun keduanya ditulis sebagai HCN. hidrogen sianida dapat berupa gas, cairan ataupun suatu padatan, sedngkan asam sianida artinya berada dalam larutan atau berada dalam air.

3.     Ikatan Kovalen Tunggal

        Ikatan kovalen tunggal adalah ikatan yang terbentuk dari penggunaan bersama sepasang elektron (setiap atom memberikan saham satu elektron untuk digunakan bersama).

Contoh pembentukan ikatan kovalen tunggal  pada HCl

Atom H dapat berikatan kovalen dengan Cl membentuk HCl.

Perhatikan konfigurasi elektron atom H dan Cl berikut.

₁H = 1 dan ₁₇Cl = 2 8 7

Agar elektron valensi atom H mirip dengan atom He (2) maka diperlukan satu elektron. Demikian pula atom Cl, agar mirip dengan konfigurasi elektron atom Ar (2 8 8), diperlukan satu elektron. Oleh karena kedua atom tersebut masing-masing memerlukan satu elektron maka cara yang paling mungkin adalah setiap atom memberikan satu elektron valensi untuk membentuk sepasang elektron ikatan. Perhatikan gambar pembentukanikatan kovalen tunggal pada molekul HCl.

 

                   Gambar Pembentukan Ikatan Kovalen Tunggal Pada Molekul HCL

Sepasang elektron valensi yang digunakan bersama membentuk ikatan kovalen, dinyatakan dengan rumus titik elektron.

Contoh Pembentukan Ikatan Kovalen Tunggal Pada CH₄:

Tuliskan pembentukan ikatan kovalen tunggal antara atom C dan H dalam molekul CH₄.

Jawab

Konfigurasi elektron atom ₁H = 1.

Konfigurasi elektron atom ₆C = 2 4.

Atom C akan stabil jika mengikat empat elektron membentuk konfigurasi mirip dengan atom Ne(2 8). Empat elektron ini dapat diperoleh dengan cara menyumbangkan empat atom H. Jadi, setiap atom H memberikan saham 1 elektron valensinya. Proses pembentukan ikatan antara atom C dan H dapat dijelaskan sebagai berikut:

  

                            Gambar Pembentukan Ikatan Kovalen Tunggal Pada Molekul CH4

      Pada CH4, setiap atom H memiliki 2 elektron valensi (seperti He) dan atom C memiliki 8 elektron valensi (seperti Ne). Dalam molekul CH4 terdapat 4 pasang elektron ikatan atau 4 ikatan kovalen tunggal. Sepasang elektron ikatan dapat dinyatakan dengan satu garis. Misalnya, pada molekul HCl, sepasang elektron ikatan dapat dituliskan dalam bentuk H–Cl. Pada molekul CH₄, keempat pasang elektron ikatan dapat dituliskan dalam bentuk seperti ditunjukkan pada Gambar berikut.

 

                               Gambar Garis Yang Menyatakan Pasangan Elektron Ikatan.

4.    Ikatan Kovalen Rangkap Dua

       Ikatan kovalen rangkap dua terbentuk dari dua elektron valensi yang disahamkan oleh setiap atom atau ikatan yang dibentuk oleh atom-atom nonlogam yang menyumbangkan dua elektron tidak berpasangan untuk berikatan sehingga memenuhi kaidah oktet,  misalnya pada molekul O₂.

 Contoh pembentukan ikatan kovalen rangkap dua pada molekul O₂:

Konfigurasi elektron atom Oksigen yaitu:

₈O= 2 6. Atom O akan stabil jika konfigurasi elektronnya serupa dengan ₁₀Ne=2 8. Agar stabil maka atom O memerlukan 2 elektron tambahan. Kedua elektron ini diperoleh dengan cara patungan 2 elektron valensi dari masing-masing atom O membentuk ikatan kovalen rangkap dua seperti gambar berikut:

                          Gambar Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap Dua Dalam Molekul O₂

 

Contoh Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap dua pada molekul CO₂

Gambarkan pembentukan ikatan kovalen rangkap dua dalam molekul CO₂.

Jawab

Konfigurasi elektron atom Oksigen yaitu:

₈O= 2 6

Konfigurasi elektron atom karbon yaitu:

₆C = 2 4

 

                  Gambar Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap Dua Dalam Molekul CO₂

 

5.       Ikatan Kovalen Rangkap Tiga

           Ikatan kovalen rangkap tiga adalah ikatan kovalen yang terjadi karena penggunaan bersama tiga pasang elektron. Sejalan dengan definisi ikatan kovalen tunggal dan rangkap, ikatan ini disebut rangkap tiga karena setip ada ikatan antar atom melibatkan 3 pasang (6 buah) elektron valensi. Ikatan yang terbentuk digambarkan menggunakan tiga garis lurus. Berikut proses pembentukan ikatan kovalen rangkap 3 pada senyawa unsur N₂.

Contoh Pembentukan Ikatan Kovalen Rangkap Tiga Pada Molekul N₂

• Atom Nitrogen memiliki nomor atom 7 dengan konfigurasi 2,5
• Atom Nitrogen memiliki 5 elektron valensi dan guna mencapai kestabilan atomnya akan cenderung menerima 3 buah elektron.
• Ketika satu atom N berikatan dengan 1 atom sejenis maka terbentuk satu ikatan kovalen. Masing-masing atom menyumbangkan 3 elektron untuk digunakan bersama. Jadi ada 3 pasang (3 buah) elektron yang digunakan. Ilustrasinya sebagai berikut.

Pada molekul N₂ setiap atom N memiliki 5 elektron valensi, maka agar diperoleh konfigurasi elektron yang stabil, setiap atom N memerlukan tambahan elektron sebanyak 3. Untuk mengatasi kekurangan tersebut kedua atom N yang akan berikatan masing-masing menyumbangkan 3 buah elektron, sehingga terdapat 3 pasang elektron yang digunakan bersama.

 

                                   Gambar Ikatan Kovalen Rangkap Tiga Pada Molekul N₂

 

6.     Ikatan Kovalen Koordinasi

      Ikatan kovalen koordinasi adalah ikatan yang terbentuk dari pemakaian pasangan elektron bersama yang berasal dari salah satu atom yang memiliki pasangan elektron bebas. Contoh senyawa yang memiliki ikatan kovalen koordinasi adalah HNO₃, NH₄Cl, SO₃, dan H₂SO₄.

Ciri-ciri dari ikatan kovalen koordinasi adalah pasangan elektron bebas dari salah satu atom yang dipakai secara bersama-sama seperti pada contoh senyawa HNO₃ berikut ini.

 Contoh Pembentukan Ikatan koordinasi pada molekul HNO₃
 

  

                        Gambar Pembentukan Ikatan Kovalen Koordinasi Pada Molekul HNO3

Dari gambar tersebut terlihat bahwa senyawa HNO3 memiliki satu ikatan kovalen koordinasi dan dua ikatan kovalen. 

C. PERBEDAAN ANTARA SENYAWA ION DAN KOVALEN

No	Sifat	Senyawa Ion	Senyawa Kovalen
1	Titik didih	Tinggi	Rendah
2	Titik leleh	Tinggi	Rendah
3	Wujud	Padat pada suhu kamar	Padat,cair,gas pada suhu kamar
4	Daya hantar listrik	Padat = isolator Lelehan = konduktor Larutan = konduktor	Padat = isolator Lelehan = isolator Larutan = ada yang konduktor
5	Kelarutan dalam air	Umumnya larut	Umumnya tidak larut
6	Kelarutan dalam trikloroetana (CHCl3)	Tidak larut	Larut