TUGAS KELOMPOK

IKATAN KIMIA, SENYAWA POLAR, NONPOLAR DAN SEMIPOLAR

DOSEN PENGAMPU : NAZARUDIN S.Si, M.Si, Ph.D

NAMA KELOMPOK:

DELLA SILVIANA (RRA1C110004)

REJEKI LESTARI BOTU SITUMORANG (RRA1C110009)

LILI SUSANTI (RRA1C110015)

PRANANTA GIA TARIGAN (RRA1C110026)

WALDI AFRIANTO (RRA1C109027)

PROGRAM STUDI PENDIDIKAN KIMIA

FAKULTAS KEGURUAN DAN ILMU PENDIDIKAN

UNIVERSITAS JAMBI

2013

IKATAN KIMIA

Jenis-jenis Ikatan Kimia

Ikatan Kimia dan Jenis-jenis Ikatan Kimia. Ikatan kimia adalah suatu ikatan yang terjadi

pada suatu unsur karena adanya gaya tarik menarik antara dua atom

atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau

poliatomik menjadi stabil. Ikatan kimia terbentuk dari molekul-

molekul dalam suatu unsur baik  yang sederhana sampai dengan yang

kompleks. Sifat-sifat zat sebagian besar ditentukan oleh ikatan kimia antara atom-atom

pembentukya. Ikatan kimia banyak sekali jenisnya. Jenis-jenis Ikatan kimia antara lain;

Jenis-jenis Ikatan Kimia

Jenis ikatan kimia beraneka ragam, namun setidaknya ada 8 jenis ikatan kimia yang layak

untuk di ketahui. Jenis-jenis ikatan kimia tersebut antara lain:

1. Ikatan ion / ikatan elektrovalen / ikatan heteropolar

2. Ikatan kovalen / ikatan atom / ikatan homopolar

3. Ikatan kovalen koordinasi / ikatan semipolar

4. Ikatan logam

5. Ikatan Hidrogen

6. Ikatan (Gaya) Van Der Waals

7. Ikatan aromatik

8. Ikatan pisang

Ikatan kimia pada prinsipnya berasal dari interaksi antar elektron-elektron yang ada pada

orbit luar, atau orbit yang terisi sebagian atau orbit bebas dalam atom lainya. Ikatan kimia

yang terjadi dalam suatu unsur atau senyawa berpengaruh pada sifat-sifat zat. Ikatan kimia

dapat di lihat jelas pada proses perubahan kimia atau reaksi kimia. Reaksi kimia terjadi

karena adanya proses penggabungan atau pemisahan atom-atom dengan cara tertentu dimana

ataom yang satu dengan yang lain saling melepaskan diri dan membentuk ikatan kimia baru

sehingga terbentuk zat yang berbeda dengan zat asal.

Ikatan kimia merupakan sebuah proses fisika yang bertanggungung jawab dalam gaya

interaksi tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa

diatomik atau poliatomik menjadi stabil. Secara umum, ikatan kimia dapat digolongkan

menjadi dua jenis, yaitu:

A. Ikatan antar atom:

1. Ikatan ion = heteropolar

Ikatan ionik adalah sebuah gaya elektrostatik yang mempersatukan ion-ion dalam

suatu senyawa ionik. Ion-ion yang diikat oleh ikatan kimia ini terdiri dari ka2tion dan juga

anion. Kation terbentuk dari unsur-unsur yang memiliki energi ionisasi rendah dan biasanya

terdiri dari logam-logam alkali dan alkali tanah. Sementara itu, anion cenderung terbentuk

dari unsur-unsur yang memiliki afinitas elektron tinggi, dalam hal ini unsur-unsur golongan

halogen dan oksigen. Oleh karena itu, dapat dikatakan bahwa ikatan ion sangat dipengaruhi

oleh besarnya beda keelektronegatifan dari atom-atom pembentuk senyawa tersebut.

Semakin besar beda keelektronegatifannya, maka ikatan ionik yang dihasilkan akan

semakin kuat. Ikatan ionik tergolong ikatan kuat, dalam hal ini memiliki energi ikatan yang

kuat sebagai akibat dari perbedaan keelektronegatifan ion penyusunnya.

Pembentukan ikatan ionik dilakukan dengan cara transfer elektron. Dalam hal ini, kation

terionisasi dan melepaskan sejumlah elektron hingga mencapai jumlah oktet yang disyaratkan

dalam aturan Lewis. Selanjutnya elektron yang dilepaskan ini akan diterima oleh anion

hingga mencapai jumlah oktet. Proses transfer elektron ini akan menghasilkan suatu ikatan

ionik yang mempersatukan ion anion dan kation.

Sifat-Sifat ikatan ionik adalah:

        a. Bersifat polar sehingga larut dalam pelarut polar

        b. Memiliki titik leleh yang tinggi

        c. Baik larutan maupun lelehannya bersifat elektrolit

2. Ikatan kovalen = homopolar

Ikatan kovalen merupakan ikatan kimia yang terbentuk dari pemakaian elektron

bersama oleh atom-atom pembentuk ikatan. Ikatan kovalen biasanya terbentuk dari unsur-

unsur non logam. Dalam ikatan kovalen, setiap elektron dalam pasangan tertarik ke dalam

nukleus kedua atom. Tarik menarik elektron inilah yang menyebabkan kedua atom terikat

bersama.

Ikatan kovalen terjadi ketika masing-masing atom dalam ikatan tidak mampu memenuhi

aturan oktet, dengan pemakaian elektron bersama dalam ikatan kovalen, masing-masing atom

memenuhi jumlah oktetnya. Hal ini mendapat pengecualian untuk atom H yang

menyesuaikan diri dengan konfigurasi atom dari He (2ē valensi) untuk mencapai tingkat

kestabilannya. Selain itu, elektron-elektron yang tidak terlibat dalam ikatan kovalen disebut

elektron bebas. Elektron bebas ini berpengaruh dalam menentukan bentuk dan geometri

molekul.

Ada beberapa jenis ikatan kovalen yang semuanya bergantung pada jumlah pasangan

elektron yang terlibat dalam ikatan kovalen. Ikatan tunggal merupakan ikatan kovalen yang

terbentuk 1 pasangan elektron. Ikatan rangkap 2 merupakan ikatan kovalen yang terbentuk

dari dua pasangan elektron, beitu juga dengan ikatan rangkap 3 yang terdiri dari 3 pasangan

elektron. Ikatan rangkap memiliki panjang ikatan yang lebih pendek daripada ikatan tunggal.

Selain itu terdapat juga bermacam-macam jenis ikatan kovalen lain seperti ikatan sigma, pi,

delta, dan lain-lain.

Senyawa kovalen dapat dibagi mejadi senyawa kovalen polar dan non polar. Pada senyawa

kovalen polar, atom-atom pembentuknya mempunyai gaya tarik yang tidak sama terhadap

elektron pasangan persekutuannya. Hal ini terjadi karena beda keelektronegatifan antara

atom-atom penyusunnya. Akibatnya terjadi pemisahan kutub positif dan negatif. Sementara

itu pada senyawa kovalen non-polar titik muatan negatif elekton persekutuan berhimpit

karena beda keelektronegatifan yang kecil atau tidak ada.

Gambar Ikatan Kovalen pada metana

3. Ikatan kovalen koordinasi = semipolar

Ikatan kovalen koordinat merupakan ikatan kimia yang terjadi apabila pasangan elektron

bersama yang dipakai oleh kedua atom disumbangkan oleh sala satu atom saja. Sementara itu

atom yang lain hanya berfungsi sebagai penerima elektron berpasangan saja.

Syarat-syarat terbentuknya ikatan kovalen koordinat:

1. Salah satu atom memiliki pasangan elektron bebas

2. Atom yang lainnya memiliki orbital kosong

Susunan ikatan kovalen koordinat sepintas mirip dengan ikatan ion, namun kedua ikatan ini

berbeda oleh karena beda keelektronegatifan yang kecil pada ikatan kovalen koordinat

sehingga menghasilkan ikatan yang cenderung mirip kovalen.

4. Ikatan Logam

Ikatan logam merupakan salah satu ciri khusus dari logam, pada ikatan logam ini elektron

tidak hanya menjadi miliki satu atau dua atom saja, melainkan menjadi milik dari semua

atom yang ada dalam ikatan logam tersebut. Elektron-elektron dapat terdelokalisasi sehingga

dapat bergerak bebas dalam awan elektron yang mengelilingi atom-atom logam. Akibat dari

elektron yang dapat bergerak bebas ini adalah sifat logam yang dapat menghantarkan listrik

dengan mudah. Ikatan logam ini hanya ditemui pada ikatan yang seluruhnya terdiri dari atom

unsur-unsur logam semata.

B. Ikatan antar molekul

1. Ikatan hidrogen

Ikatan hidrogen merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang

mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama. Ikatan

hidrogen merupakan ikatan yang paling kuat dibandingkan dengan ikatan antar molekul lain,

namun ikatan ini masih lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen maupun ikatan ion.

Ikatan hidrogen ini terjadi pada ikatan antara atom H dengan atom N, O, dan F yang memiliki

pasangan elektron bebas. Hidrogen dari molekul lain akan bereaksi dengan pasangan elektron

bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi. Kekuatan ikatan

hidrogen ini dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom penyusunnya. Semakin

besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang dibentuknya.

Kekuatan ikatan hidrogen ini akan mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut. Semakin

besar perbedaan keelektronegatifannya maka akan semakin besar titik didih dari senyawa

tersebut. Namun, terdapat pengecualian untuk H2O yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap

molekulnya. Akibatnya, titik didihnya paling besar dibanding senyawa dengan ikatan

hidrogen lain, bahkan lebih tinggi dari HF yang memiliki beda keelektronegatifan terbesar.

2. Ikatan van der walls

Gaya Van Der Walls dahulu dipakai untuk menunjukan semua jenis gaya tarik menarik antar

molekul. Namun kini merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi

dipol seketika. Ikatan ini merupakan jenis ikatan antar molekul yang terlemah, namun sering

dijumpai diantara semua zat kimia terutama gas. Pada saat tertentu, molekul-molekul dapat

berada dalam fase dipol seketika ketika salah satu muatan negatif berada di sisi tertentu.

Dalam keadaa dipol ini, molekul dapat menarik atau menolak elektron lain dan menyebabkan

atom lain menjadi dipol. Gaya tarik menarik yang muncul sesaat ini merupakan gaya Van der

Walls.

SUSUNAN ELEKTRON STABIL

Unsur-unsur gas mulia merupakan unsur-unsur yang sukar bereaksi dengan unsur lain. Sifat

ini dapat dimiliki oleh unsur-unsur gas mulia karena konfigurasinya yang stabil. Konfigurasi

elektron gas mulia dapat anda lihat dalam tabel.

UnsurNomor

atom

Kulit elektronElektron valensi

K         L         M       N         O

He 2 2e 2e

Ne 10 2e 8e 8e

Ar 18 2e 8e 8e 8e

Kr 36 2e 8e 18e 8e 8e

Xe 54 2e 8e 18e 18e 8e 8e

Dari tabel di atas dapat dikatakan bahwa susunan elektron yang stabil mempunyai 8 elektron

pada kulit terluar (oktet) sebagaimana yang dimiliki oleh atom-atom unsur gas mulia kecuali

helium (dua elektron atau duplet). Menurut Kossel dan Lewis (1916) keadaan seperti ini

merupakan keadaan paling stabil yang dimiliki atom-atom unsur gas mulia (oktet). Sehingga

atom dari unsur-unsur yang lain berusaha memiliki konfigurasi elektron yang stabil seperti

konfigurasi elektron atom unsur gas mulia terdekat. Adanya kecenderungan memiliki

konfigurasi elektron stabil inilah yang merupakan salah satu faktor penyebab terjadinya

ikatan kimia.

Usaha memiliki konfigurasi elektron yang stabil dapat dicapai dengan cara:

1. Melepaskan elektron valensinya (elektron valensi pada umumnya £ 3, kecuali B, H,

Be, He) sehingga terbentuk ion positif yang bermuatan sejimlah elektron yang

dilepaskannya.

Na     : 2e 8e 1e  ®  Na+ : 2e  8e   + 1e

Mg    : 2e 8e 2e  ®  Mg2+ : 2e  8e   + 2e

Al      : 2e 8e 3e  ®  Al3+ : 2e  8e   + 3e

1. Menarik elektron dari luar (elektron valensi pada umumnya ³ 5) sehingga bermuatan

negatif sebesar elektron yang ditariknya.

F       : 2e 7e  +   1 e        ®         F- : 2e  8e

O      : 2e 6e  +   2 e        ®         O2- : 2e  8e

Cl      : 2e 8e  7e +   1 e     ®       Cl- : 2e  8e   8e

Antara ion positif dan ion negatif yang terbentuk akan terjagi gaya tarik menarik (gaya

elektrostatik) sehingga terbentuklah ikatan ion

1. Penggunaan bersama pasangan elektron di antara atom-atom yang berikatan sehingga

terbentuk pasangan elektron terikat sebanyak elektron yang saling dipinjamkan.

Akibat penggunaan bersama pasangan elektron ini terbentuklah ikatan kovalen.

Contoh :      atom hidrogen yang mempunyai 1 elektron akan saling menyumbangkan

elektronnya untuk digunakan bersama dalam molekul H2, sehingga masing-masing atom

hidrogen memiliki 2 elektron

H*   +     o H ® H  *o H

 

1. Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen terbentuk dari dua atom non logam dan terjadi pemakaian bersama pasangan

elektron. Penggambaran distribusi elektron dalam suatu struktur molekul dengan

menggunakan tanda elektron disebut Struktur Lewis, yaitu berupa tanda titik dan tanda silang.

Ikatan kovalen tunggal : ikatan kovalen dengan satu garis ikatan (sepasang elektron

ikatan)

Contoh :

H2             +                            H – H

                

·          Ikatan kovalen rangkap dua : ikatan dengan dua garis ikatan yang dibentuk oleh 2

pasang elektron ikatan (PEI)

Contoh :

O2                            O = O

Ikatan kovalen rangkap tiga : ikatan dengan tiga garis ikatan yang dibentuk oleh 3

pasang elektron ikatan (PEI)

Contoh :

N2                                                        :N ≡ N:

 

Catt : pasangan electron yang terlibat dalam ikatan disebut pasangan electron ikatan(PEI) dan

pasangan electron yang tidak terlibat dalam ikatan disebut pasangan electron bebas (PEB).

 

Penyimpangan kaidah octet

Beberapa senyawa bersifat stabil meskipun tidak memenuhi kaidah octet, misalnya : BH3.

Atom B dengan konfigurasi electron (2 3), memiliki 3 elektron valensi. Pada senyawa BH3,

electron ikatan berjumlah enam sehingga kurang dua electron untuk memenuhi kaidah

octet.Jadi BH3  tidak memenuhi kaidah octet,Contoh lain : BF3 dan BCl3.

Pada senyawa PCl5, electron ikatan berjumlah sepuluh. Konfigurasi electron 15P ; 2  8  5,

memiliki lima electron valensi, satu atom P mengikat lima atom Cl, sehingga electron ikatan

berjumlah sepuluh, kelebihan dua electron dari kaidah octet.. Jadi senyawa PCl5 juga tidak

mengikuti kaidah octet.

 

1. Kepolaran Ikatan Kovalen

Ikatan kovalen dapat berupa ikatan kovalen polar dan non polar. Sifat ini dipengaruhi oleh

perbedaan keelektronegatifan dan bentuk molekul atom-atom yang berikatan. Jika dua atom

nonlogam yang memiliki perbedaan keelektronegatifan berikatan, pasangan elektron akan

lebih tertarik ke arah atom yang memiliki keelektronegatifan yang lebih besar, akibatnya

kedudukan pasangan electron yang dipakai bersama itu tidak selalu simetris terhadap kedua

atom yang berikatan.

 

Dalam molekul H2, kedua electron dalam ikatan kovalennya digunakan secara seimbang oleh

kedua inti atom H sehingga tidak terjadi pengutuban atau kepolaran muatan, ikatannya

disebut ikatan kovalen nonpolar. Tetapi apabila dua atom tidak sejenis berikatan secara

kovalen, misalnya pada molekul HCl, maka kedua electron ikatannya akan digunakan tidak

seimbang, karena keelektronegatifan Cl lebih besar dibandingkan atom H, akibatnya

pasangan electron ikatan akan bergerak menuju atom Cl sehingga terjadi pengutuban

/kepolaran, ikatan ini disebut ikatan kovalen polar.

Contoh :                       H    H          dan       H    Cl

 

 

1. Ikatan Kovalen Koordinasi

Adalah ikatan kovalen yang terbentuk dengan cara pemakaian bersama pasangan electron

yang berasal dari salah satu atom yang memiliki pasangan electron bebas (PEB), sedangkan

atom lain hanya menyediakan orbital kosong.

Contoh :           ikatan NH3 dengan H+                ion NH4+

+                       ditulis

Ikatan kovalen koordinasi digambarkan dengan lambang electron yang sama (dua titik). Hal

itu menunjukkan bahwa pasangan electron itu berasal dari atom yang sama. Garis ikatan

kovalen koordinasi digambarkan dengan tanda panah ().

 

1. Ikatan Logam

Adalah ikatan yang terbentuk akibat penggunaan bersama electron-elektron valensi antar

atom logam sesamanya tanpa membentuk molekul. Ikatan logam sangat kuat karena elektron

valensinya bergerak cepat mengitari inti atom logam sehingga satu sama lain sukar

dilepaskan. Pergerakan electron itu bagaikan gelombang lautan electron yang bergerak cepat

mengitari kumpulan inti atom logam.

Unsur logam memiliki sedikit electron valensi, Karena itu kulit terluar atom logam relative

longgar (banyak tempat kosong) sehingga electron valensinya dapat berpindah dari satu atom

ke atom lain. Elektron-elektron valensi tersebut berbaur dan membungkus ion-ion positif

logam di dalamnya. Karena muatan yang berlawanan, terjadilah gaya tarik menarik (gaya

elektrostatis) antara ion-ion positif logam dengan electron-elektron valensi.

 Kekuatan ikatan logam ditentukan oleh besarnya gaya tarik menarik antar ion positif dengan

electron yang bergerak bebas. Semakin  besar jumlah muatan positif ion logam berarti

semakin banyak jumlah electron bebas maka semakin besar kekuatan ikatan logam.

electron-elektron             ion logam bermuatan positif

1. Memprediksi Jenis Ikatan

Sifat fisis suatu senyawa sangat bergantung pada jenis ikatan antar atomnya. Jenis ikatan

dapat diprediksi dengan memperhatikan jenis atom yang berikatan.

Jenis ikatan kimia lain

a. Ikatan logam

Setelah penemuan elektron, daya hantar logam yang tinggi dijelaskan dengan menggunakan

model elektron bebas, yakni ide bahwa logam kaya akan elektron yang bebas bergerak

dalam logam. Namun, hal ini tidak lebih dari model. Dengan kemajuan mekanika kuantum,

sekitar tahun 1930, teori MO yang mirip dengan yang digunakan dalam molekul hidrogen

digunakan untuk masalah kristal logam.

Elektron dalam kristal logam dimiliki oleh orbital-orbital dengan nilai energi diskontinyu,

dan situasinya mirip dengan elektron yang mengelilingi inti atom. Namun, dengan

meingkatnya jumlah orbital atom yang berinteraksi banyak, celah energi dari teori MO

menjadi lebih sempit, dan akhirnya perbedaan antar tingkat-tingkat energi menjadi dapat

diabaikan. Akibatnya banyak tingkat energi akan bergabung membentuk pita energi dengan

lebar tertentu. Teori ini disebut dengan teori pita.

Tingkat energi logam magnesium merupakan contoh teori pita yang baik (Gambar 3.8).

Elektron yang ada di orbital 1s, 2s dan 2p berada di dekat inti, dan akibatnya terlokalisasi di

orbital-orbital tersebut. Hal ini ditunjukkan di bagian bawah Gambar 3.8. Namun, orbital 3s

dan 3p bertumpang tindih dan bercampur satu dengan yang lain membentuk MO. MO ini

diisi elektron sebagian, sehingga elektron-elektron ini secara terus menerus dipercepat oleh

medan listrik menghasilkan arus listrik. Dengan demikian, magnesium adalah konduktor.

Bila orbital-orbital valensi (s) terisi penuh, elektron-elektron ini tidak dapat digerakkan oleh

medan listrik kecuali elektron ini lompat dari orbital yang penuh ke orbital kosong di atasnya.

Hal inilah yang terjadi dalam isolator.

b. Ikatan hidrogen

Awalnya diduga bahwa alasan mengapa hidrogen fluorida HF memiliki titik didih dan titik

leleh yang lebih tinggi dibandingkan hidrogen halida lain (gambar 3.9) adalah bahwa HF ada

dalam bentuk polimer. Alasan tepatnya tidak begitu jelas untuk kurun waktu yang panjang.

Di awal tahunh 1920-an, dengan jelas diperlihatkan bahwa polimer terbentuk antara dua atom

flourin yang mengapit atom hidrogen.

Sangat tingginya titik didih dan titik leleh air juga merupakan masalah yang sangat menarik.

Di awal tahun 1930-an, ditunjukkan bahwa dua atom oksigen membentk ikatan yang

mengapit hidrogen seperti dalam kasus HF (gambar 3.9). Kemudian diketahui bahwa ikatan

jenis ini umum didapatkan dan disebut dengan ikatan hidrogen.

Ikatan hidrogen dengan mudah terbentuk bila atom hidroegen terikat pada atom

elektronegatif seperti oksigen atau nitrogen. Fakta bahwa beberapa senyawa organik dengan

gugus hidroksi -OH atau gugus amino -NH2 relatif lebih larut dalam air disebabkan karena

pembentukan ikatan hidrogen dengan molekul air. Dimerisasi asam karboksilat seperti asama

asetat CH3COOH juga merupakan contoh yang sangat baik adanya ikatan hidrogen.

Ikatan Van der Waals

Gaya dorong pembentukan ikatan hidrogen adalah distribusi muatan yang tak seragam dalam

molekul, atau polaritas molekul (dipol permanen). Polaritas molekul adalah sebab agregasi

molekul menjadi cair atau padat. Namun, molekul non polar semacam metana CH4, hidrogen

H2 atau He (molekul monoatomik) dapat juga dicairkan, dan pada suhu yang sangat rendah,

mungkin juga dipadatkan. Hal ini berarti bahwa ada gaya agreagasi antar molekul-molekul

ini.. Gaya semacam ini disebut dengan gaya antarmolekul.

Ikatan hidrogen yang didiskusikan di atas adalah salah satu jenis gaya antarmolekul. Gaya

antarmolekul khas untuk molekul non polar adalah gaya van der Waals. Asal usul gaya ini

adalah distribusi muatan yang sesaat tidak seragam (dipol sesaat) yang disebabkan oleh

fluktuasi awan elektron di sekitar inti. Dalam kondisi yang sama, semakin banyak jumlah

elektron dalam molekul semakin mudah molekul tersebut akan dipolarisasi sebab elektron-

elektronnya akan tersebar luas. Bila dua awan elektron mendekati satu sama lain, dipol akan

terinduksi ketika awan elektron mempolarisasi sedemikian sehingga menstabilkan yang

bermuatan berlawanan. Dengan gaya van der Waals suatu sistem akan terstabilkan sebesar 1

kkal mol-1. Bandingkan harga ini dengan nilai stabilisasi yang dicapai dengan pembentukan

ikatan kimia (dalam orde 100 kkal mol-1). Kimiawan kini sangat tertarik dengan

supramolekul yang terbentuk dengan agregasi molekul dengan gaya antarmolekul.

Latihan 3.1 Kekuatan ikatan ion

Energi interaksi antara dua muatan listrik Q1 dan Q2 (keduanya adalah bilangan bulat positif

atau negatif) yang dipisahkan dengan jarak r (nm) adalah E = 2,31×10-19 Q1Q2/r (J nm).

Hitung energi interaksi untuk kasus: (1) interaksi antara Na+ dan Cl– dengan r = 0,276 nm; (2)

interaksi antara Mg2+ dan O2- dengan r = 0,25 nm.

3.1 Jawab

(1) E = 2,31 x 10-19 (+1)(-1)/(0,276) = -8,37 x 10-19 (J); atau untuk per mol,

(2) E = 2,31×10-19 (+2)(-2)/(0,205) = -4,51 x 10-18 (J); atau per mol,

E(mol) = -8,37 x 10-19 x 6,022 x 1023 J = 5,04 x 105 J = 504,0 kJ.

E(mol) = -4,51 x 10-18 x 6,022 x 1023 J = 2,71 x 105 J = 271,0 kJ

Alasan mengapa yang kedua lebih besar adalah lebih besarnya muatan ion dan kedua karena

jarak antar ionnya lebih pendek.

3.2 Kepolaran ikatan

Besarnya kepolaran ikatan, yakni besarnya distribusi pasangan elektron yang tidak merata,

ditentukan oleh perbedaan ke-elektronegativan dua atom yang membentuk ikatan. Susuanlah

ikatan-ikatan berikut berdasarkan kenaikan kepolarannya. Anda dapat menggunakan Tabel

5.7 untuk melihat nilai keelektronegativannya.

H-H, O-H, Cl-H, S-H, F-H

3.2 Jawab

H-H < S-H < Cl-H < O-H < F-H

3.3 Rumus struktur Lewis

Dengan mengikuti aturan oktet, tuliskan rumus struktur Lewis senyawa-senyawa berikut:

(a) hidrogen fluorida HF (b) nitrogen N2 (c) metana CH4 (d) karbon tetrafluorida CF4 (e)

kation nitrosil NO+ (f) ion karbonat CO32- (g) asetaldehida HCHO

3.3 Jawab

3.4 Senyawa-senyawa boron-nitrogen

Jawablah pertanyaan-pertanyaan berikut:

(1) Tuliskan konfigurasi elektron boron dalam keadaan dasar. (2) Gambarkan rumus struktur

Lewis BF3. (3) Gambarkan rumus struktur Lewis NH3. (4) Reaksi antara NH3 dan BF3

menghasilkan senyawa adisi. Jelaskan mengapa reaksi ini berlangsung, dan sarankan struktur

senyawa adisinya.

3.4 Jawab

(1) 1s22s23p1

PENGERTIAN SENYAWA POLAR  DAN NON POLAR

Senyawa polar adalah Senyawa yang terbentuk akibat adanya suatu ikatan antar elektron pada

unsur-unsurnya. Hal ini terjadi karena unsur yang berikatan tersebut mempunyai nilai

keelektronegatifitas yang berbeda.

Senyawa non polar : Senyawa yang terbentuk akibat adanya suatu ikatan antar elektron pada

unsur-unsur yang membentuknya. Hal ini terjadi karena unsur yang berikatan mempunyai

nilai elektronegatifitas yang sama/hampir sama.

CIRI -CIRI SENYAWA POLAR :

Dapat larut dalam air dan pelarut lain

Memiliki kutub + dan kutub -, akibattidak meratanya distribusi elektron

- memiliki pasangan elektron bebas ( bila bentuk molekul diketahui ) atau memiliki

perbedaan keelektronegatifan.

CONTOH : alkohol, HCl, PCl3, H2O, N2O5.

GAMBAR SENYAWA POLAR

CIRI – CIRI SENYAWA NON POLAR :

tidak larut dalam air dan pelarut polar lain

tidak memiliki kutub + dan kutub – , akibat meratanya distribusi elektron

- tidak memiliki pasangan elektron bebas ( bila bentuk molekul diketahui ) atau

keelektronegatifannya sama.

CONTOH : Cl2, PCl5, H2, N2.

GAMBAR SENYAWA NON POLAR :

UKURAN KUANTITATIF TITIK DIDIH SENYAWA KONVALEN ( POLAR DAN

NON POLAR )

* Senyawa polar lebih tinggi titik didihnya dari pada senyawa non polar

urutan titik didih, ikatan hidrogen > dipol-pol > non polar-non polal atau ikatan

hidrogen  > Van der Waals > gaya london

bila sama-sama polar/non polar, yang Mr besar titik didihnya lebih besar .

untuk senyawakarbon Mr sama, rantai C memanjang titik didih > rantai bercabang ( bulat )

SENYAWA POLAR

dapat larut dalam air

memiliki pasangan elekton bebas ( bentuk tidak simetris)

berakhir ganjil , kecuali BX3 dan PX5

CTH : NH3, PCl3, H2O, HCl, HBr,

SENYAWA NON POLAR

tidak dapat larut dalam air

tidak memiliki pasangan elektron bebas (bentuk simetris )

berakhir genap

CTH : F2, BR2, O2, H2

PERBEDAAN SENYAWA POLAR DENGAN NON POLAR

Senyawa polar dan non polar

Ciri-ciri senyawa polar :

dapat larut dalam air dan pelarut polar lain

memiliki kutub + dan kutub - , akibat tidak meratanya distribusi elektron

-memiliki pasangan elektron bebas (bila bentuk molekul diketahui) atau memiliki

perbedaan keelektronegatifan

Contoh : alkohol, HCl, PCl3, H2O, N2O5

Ciri-ciri senyawa non polar :

tidak larut dalam air dan pelarut polar lain

Tidak memiliki kutub + dan kutub - , akibat

meratanya distribusi elektron

-tidak memiliki pasangan elektron bebas (bila bentuk molekul diketahui) atau

keelektronegatifannya sama

Contoh : Cl2, PCl5, H2, N2

UKURAN KUANTITATIF TITIK DIDIH SENYAWA KOVALEN

* Senyawa polar titik didihnya lebih tinggi daripada senyawa non polar

Urutan titik didih, ikatan hidrogen > dipol-dipol > non polar-non polar atau ikatan

hidrogen > Van der Waals > gaya london

Bila sama-sama polar/non polar, yang Mr besar titik didihnya lebih besar

Untuk senyawa karbon Mr sama, rantai C memanjang titik didih > rantai bercabang

(bulat)

SENYAWA POLAR

dapat larut dalam air

Memiliki pasangan elektron bebas (bentuk tdk simetris)

Berakhir ganjil, kecuali BX3 dan PX5

Cth : NH3, PCl3, H2O, HCl, HBr, SO3, N2O5, Cl2O5

SENYAWA NON POLAR

Tdk dapat larut dalam air

Tdk memiliki pasangan elektron bebas (bentuk simetris)

Berakhir genap

Cth : F2, Cl2, Br2, I2, O2, H2, N2, CH4, SF6, PCl5, BCl3

Senyawa polar memiliki perbedaan keelektronegatifan yang besar , perbedaan harga ini

mendorong timbulnya kutub kutub listrik yang permanen ( dipol permanent )

Senyawa non polar memiliki perbedaan keelektronegatifan yang kecil ,bahkan untuk senyawa

biner dwiatom ( seperti O2,H2) perbedaan keelektronegatifannya = 0

Polarisasi Ikatan Kovalen

Ikatan Kovalen Polar dan Ikatan Kovalen Nonpolar

Berdasarkan pengetahuan keelektronegatifan yang telah diketahui maka salah satu akibat

adanya perbedaan keelektronega-tifan antar dua atom unsur berbeda adalah terjadinya

polarisasi ikatan kovalen. Adanya polarisasi menyebabkan ikatan kovalen dapat dibagi

menjaadi ikatan kovalen polar dan ikatan kovalen nonpolar. Ikatan kovalen polar dapat

dijumpai pada molekul hidrogen klorida sedangkan ikatan kovalen nonpolar dapat dilihat

pada molekul hidrogen.

Orbital H2 dan HCl, polarisasi ikatan kovalen

Pada hidrogen klorida terlihat bahwa pasangan elektron bersama lebih tertarik ke arah atom

klorin karena elektronegatifitas atom klorin lebih besar dari pada elektronegatifitas atom

hidrogen. Akibat hal ini adalah terjadinya polarisasi pada hidrogen klorida menuju atom

klorin. Ikatan jenis ini disebut ikatan kovalen polar. Hal yang berbeda terlihat pada molekul

hidrogen. Pada molekul hidrogen, pasangan elektron bersama berada ditempat yang berjarak

sama diantara dua inti atom hidrogen (simetris). Ikatan yang demikian ini dikenal sebagai

ikatan kovalen nonpolar.

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 BeCl2

Molekul 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

dengan nol

Polarisasi Ikatan Kovalen

Suatu ikatan kovalen disebut polar, jika Pasangan Elektron Ikatan (PEI) tertarik lebih kuat ke

Salah 1 atom .

Contoh 1 : Molekul HCl

Meskipun atom H dan Cl sama-sama menarik pasangan elektron, tetapi keelektronegatifan Cl

lebih besar daripada atom H.

Akibatnya atom Cl menarik pasangan elektron ikatan (PEI) lebih kuat daripada atom H

sehingga letak PEI lebih dekat ke arah Cl (akibatnya terjadi semacam kutub dalam molekul

HCl).

Jadi, kepolaran suatu ikatan kovalen disebabkan oleh adanya perbedaan keelektronegatifan

antara atom-atom yang berikatan.

Sebaliknya, suatu ikatan kovalen dikatakan non polar (tidak berkutub), jika PEI tertarik sama

kuat ke semua atom.

Contoh 2 : Dalam tiap molekul di atas, ke-2 atom yang berikatan menarik PEI sama kuat

karena atom-atom dari unsur sejenis mempunyai harga keelektronegatifan yang sama.

Akibatnya muatan dari elektron tersebar secara merata sehingga tidak terbentuk kutub.

Contoh 3 : Meskipun atom-atom penyusun CH4 dan CO2 tidak sejenis, akan tetapi pasangan

elektron tersebar secara simetris diantara atom-atom penyusun senyawa, sehingga PEI

tertarik sama kuat ke semua atom (tidak terbentuk kutub).

Momen Dipol ( µ )

Adalah suatu besaran yang digunakan untuk menyatakan kepolaran suatu ikatan kovalen.

Dirumuskan:

µ = Q x r ; 1 D = 3,33 x 10-30 C.m

keterangan:

µ = momen dipol, satuannya debye (D)

Q = selisih muatan, satuannya coulomb (C)

r = jarak antara muatan positif dengan muatan negatif, satuannya meter (m)

Polaritas suatu senyawa atau molekul didasarkan pada sifat dipol yang dimilikinya.Polaritas

molekuler tergantung pada perbedaan elektronegativitas antara atom-atom yang ada dalam

suatu senyawa dan adanya ketidaksimetrisan struktur dari suatu senyawa. Contohnya,

molekul air adalah senyawa polar karena adanya perbedaan elektron yang digunakan bersama

oleh atom O dan H pada struktur senyawa air yang ternyata bentuknya bengkok, sementara

metana adalah senyawa yang non polar karena adanya penggunaan bersama pasangan

elektron antara atom-atom C dan atom-atom pada metana tersebut yang sama dan bentuknya

simetris.

Salah satu sifat polar ini dapat dimanfaatkan untuk melarutkan suatu larutan dengan larutan

lain dengan menggunakan azas "like dissolves like", di mana larutan yang bersifat polar akan

larut dengan larutan yang bersifat polar juga, begitu pula sebaliknya.

Kepolaran senyawa kovalen

Keelektronegatifan

Menurut Linus Pauling, keelektronegatifan merupakan kemampuan suatu atom untuk

menarik elektron-elektron dari atom lain ke dalam dirinya sendiri dalam suatu molekul.

Dalam suatu senyawa, apabila atom-atomnya memiliki perbedaan nilai keelektronegatifan

maka akan terbentuk ikatan kovalen polar. Ikatan ini terbentuk karena atom yang lebih

elektropositif akan kekurangan rapatan elektron sehingga atom yang elektropositif tersebut

akan menghasilkan muatan parsial positif (δ+). Sedangkan atom yang lebih elektronegatif

akan menghasilkan muatan parsial negatif (δ- ). Muatan parsial ini akan menyebabkan

timbulnya momen ikatan yang mempunyai arah dari muatan parsial positif ke muatan parsial

negatif. Momen ikatan ini dapat terjadi karena perbedaan keelektronegatifan di antara dua

atom yang berikatan. Sebagai contoh, momen ikatan yang terjadi pada molekul HCl.

Pengaruh momen dipol dalam kepolaran molekul anorganik

Momen dipol (µ) merupakan jumlah vektor dari momen ikatan dan momen pasangan

elektron bebas dalam suatu molekul.Molekul dikatakan bersifat polar jika memiliki µ > 0

atau µ ≠ 0 dan dikatakan bersifat nonpolar jika memiliki µ = 0 .

Molekul yang memiliki atom yang sama seperti Cl2, Br2, I2, dan H2 bersifat nonpolar karena

molekul tersebut tidak memiliki momen ikatan maupun maupun momen pasangan elektron

bebas (PEB) sehingga momen dipolnya bernilai 0. Tidak hanya molekul dengan atom-atom

yang sama, pada molekul yang memiliki atom-atom yang berbeda pun dapat bersifat

nonpolar. Misalnya pada molekul PCl5,CO2,SF6, dan COCl2. Pada molekul CO2, muatan

parsial positif terdapat pada atom karbon sedangkan muatan parsial negatif terdapat pada

atom oksigen, sehingga momen ikatan pada CO2 memiliki arah dari atom C yang bermuatan

parsial positif ke atom O yang bermuatan parsial negatif. Momen ikatan pada molekul ini

akan saling meniadakan, akibatnya momen dipolnya bernilai nol. Sehingga molekul ini dapat

dikatakan sebagai molekul nonpolar.

Molekul H2O bersifat polar karena memiliki momen dipol yang bernilai 1,84 D. Nilai momen

dipol ini didapatkan berdasarkan jumlah vektor dari momen ikatan H-O dan momen PEB.

Atom O lebih elektronegatif daripada atom H sehingga arah momen ikatan O-H akan

mengarah ke atom O. Sedangkan untuk arah momen pasangan elektron bebas mengarah dari

atom O menuju ke pasangan elektron bebas. Momen ikatan dan momen H20 dapat dilihat

pada gambar di bawah ini.

Pengaruh arah momen elektron ikatan dan momen pasangan elektron bebas terhadap

kepolaran molekul anorganik

Momen pasangan elektron bebas dan momen ikatan yang searah akan memiliki tingkat

kepolaran yang lebih tinggi dibandingkan dengan yang berlawanan arah . Contohnya, NH3

dan PCl3 sama-sama bersifat polar, namun tingkat kepolarannya berbeda. Pada molekul NH3,

momen ikatan N-H dan momen pasangan elektron bebas memiliki arah yang searah,

sedangkan pada molekul PCl3 memiliki momen ikatan dan momen pasangan elektron bebas

yang berlawanan arah , sehingga kepolaran NH3 lebih tinggi daripada PCl3.

Kepolaran senyawa ion

Pada umumnya, senyawa yang terbentuk akibat penggabungan antara logam dengan

nonlogam memiliki sifat senyawa ionik. Akan tetapi, tidak semua senyawa dari

penggabungan ini bersifat ionik. Senyawa ini dapat lebih mengarah ke sifat kovalen ketika

elektron terluar dari anion ditarik kuat oleh kation, sehingga rapatan anion akan mengalami

distorsi/penyimpangan terhadap kation.[3]. Distorsi ini dapat dilihat dari rapatan elektron yang

mulanya digambarkan seperti bola akan menjadi lonjong (elektron terluar dari anion ditarik

kuat oleh kation). Akibat dari distorsi ini maka senyawa yang mulanya bersifat ionik akan

berubah menjadi kovalen dan akan terjadi polarisasi. Semakin besar sifat polarisasinya maka

semakin besar pula derajat ikatan kovalensinya. Menurut Kasimir Fajans, ahli kimia, terdapat

beberapa aturan perihal polarisasi tersebut, antara lain :

Suatu kation akan lebih mudah mengalami polarisasi ketika ukuran kation

tersebut kecil dengan muatan positif yang besar

Mn2O7 memiliki muatan positif lebih besar dibandingkan dengan muatan positif pada

MnO sehingga Mn2O7 lebih bersifat kovalen polar daripada bersifat ionik.

Suatu anion akan lebih mudah mengalami polarisasi ketika ukuran dan muatan

negatif yang dimiliki anion tersebut besar.

AlI3 memiliki muatan negatif yang sama namun dengan ukuran anion yang lebih

besar jika dibandingkan dengan AlF3 sehingga AlI3 lebih mengarah untuk membentuk

ikatan kovalen yang polar dibandingkan dengan AlF3 yang tidak bersifat polar.

Kation yang tidak memiliki konfigurasi gas mulia lebih mudah mengalami

polarisasi.

Kation K+ pada senyawa KCl memiliki konfigurasi gas mulia yaitu [Ar] sedangkan

kation Ag+ pada AgCl tidak memiliki konfigurasi gas mulia yaitu [Kr]4d10, sehingga

kation Ag+ lebih mudah mengalami polarisasi daripada kation K+.

Kepolaran yang disebabkan keberadaan molekul tetangganya

Molekul nonpolar dengan molekul nonpolar

Suatu molekul monoatomik yang bersifat nonpolar akan menghasilkan muatan positif dan

muatan negatif yang berimpit akibat pergerakan distribusi rata-rata inti atom dan elektron di

sekitar inti. Rapatan elekton dari molekul tersebut berupa bola yang simetri.

Keadaan elektron yang selalu bergerak menyebabkan polarisasi rapatan elektron dan

penyimpangan dari simetri bola. Sehingga pusat muatan positif dan muatan negatif

memisah(berbentuk lonjong) dan molekul tersebut dikatakan memiliki dipol sesaat

(temporary dipole)

Jika di dekat molekul yang memiliki dipol sesaat terdapat molekul nonpolar, molekul yang

memilki dipol sesaat akan menginduksi (dipol induksi) molekul nonpolar tersebut. Akibat

adanya dipol sesaat dan dipol induksian tersebut maka akan terbentuk gaya elektrostatik atau

yang disebut gaya London di antara kedua molekul tersebut.

Kemampuan polarisasi atau polarizabilities molekul dinyatakan dengan simbol α. Pada

molekul-molekul dengan bentuk yang sama, bertambahnya massa molekul akan

menyebabkan bertambahnya jumlah elektron. Hal ini menyebabkan pengaruh inti atom

terhadap awan elektron yang semakin lemah, sehingga akan mudah dipolarisasi dan gaya

London yang terjadi pun akan semakin kuat. Gaya London yang semakin kuat menyebabkan

proses peleburan dan pendidihan molekul-molekul yang terlibat dalam gaya tersebut

memerlukan energi yang besar untuk memperbesar jarak antarmolekul nonpolar.

Selain itu, akibat dari gaya London juga menyebabkan molekul nonpolar dapat larut dalam

pelarut non polar. Misalnya, senyawa BI3 yang mempunyai kemampuan polarisasi yang

tinggi akan larut dalam senyawa CCl4 yang juga mempunyai kemampuan polarisasi yang

tinggi.

Molekul polar dengan molekul nonpolar

Molekul polar yang memiliki dipol permanen akan menginduksi molekul nonpolar yang tidak

memiliki dipol, sehingga akan terjadi gaya elektrostatik di antara keduanya atau yang disebut

gaya dipol-dipol induksi. Gaya ini menyebabkan senyawa nonpolar dapat larut atau sedikit

larut dalam pelarut polar. Misalnya, gaya dipol-dipol induksi antara H2O yang bersifat polar

dan O2 yang bersifat nonpolar akan menyebabkan O2 dapat larut sedikt dalam H2O (gas O2

yang dilarutkan dalam 100 gram air memiliki kelarutan 0,006945 pada suhu 0 °C).

Molekul polar dengan molekul polar

Ketika molekul yang polar berdekatan dengan molekul yang polar, maka akan timbul gaya

elektrostatik di antara keduanya. Gaya ini disebut gaya dipol-dipol. Melalui gaya ini, zat

terlarut yang bersifat polar dapat larut dalam pelarut polar yang mempunyai konstanta

dielektrik yang besar.

Molekul-molekul polar yang berada dalam fase cair, pusat muatan negatif akan berdekatan

dengan pusat muatan positif, begitu pun sebaliknya. Peristiwa ini menyebabkan gaya tarik

antar molekul akan lebih kuat daripada gaya tolaknya.

Ikatan senyawa kovalen Polar dan Non Polar

Perbedaan Senyawa Polar dan Senyawa NonPolar

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

Ikatan atom 1,2 dan 3

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