PENGERTIAN ENERGI IONISASI DAN GRAFIK ENERGI IONISASI
A. PengertianEnergi 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. GrafikEnergi 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:
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.
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.
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.
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.
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 BERDASARKAN TEORI VSEPR DAN HIBRIDISASI
A. BENTUK MOLEKUL
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.
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.
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.
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.
