TIPE MOLEKUL TEORI DOMAIN ELEKTRON TEORI VSEPR TEORI HIBRIDISASI DAN GAYA ANTAR MOLEKUL

TUGAS KIMIA

TENTANG TIPE MOLEKUL

TEORI DOMAIN ELEKTRON

TEORI VSEPR

 TEORI HIBRIDISASI DAN GAYA ANTAR MOLEKUL

Aditya Cahyo K

02/ X MIPA 6

Penentuan Tipe Molekul

Tipe molekul dapat dinyatakan dengan menggunakan langkah-langkah sebagai berikut.

1) Menentukan jumlah elektron valensi atom pusat (EV).

2) Menentukan jumlah domain elektron ikatan (X).

3) Menentukan jumlah domain elektron bebas (E).

E=(EV-X)/2

Contoh

Tentukan tipe molekul dari senyawa-senyawa biner berikut ini.

a. BF₃

b. PCl₃

c. ClF₃

Jawab:

a. Jumlah elektron valensi atom pusat (boron) = 3

Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3

Jumlah domain elektron bebas (E) =(3-3)/2=0

Tipe molekul: AX3.

b. Jumlah elektron valensi atom pusat (fosfor) = 5

Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3

Jumlah domain elektron bebas (E) = (5-3)/2 = 1

Tipe molekul: AX3E

c. Jumlah elektron valensi atom pusat (klorin) = 7

Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3

Jumlah domain elektron bebas (E) = (7-3)/2 = 2

Tipe molekul: AX3E2

Berbagai kemungkinan bentuk molekul

Jumlah Pasangan Elektron Ikatan	Jumlah Pasangan Elektron Bebas	Rumus	Bentuk Molekul	Contoh
2	0	AX2	linier	BeCl2
3	0	AX3	trigonal datar	BF3
2	1	AX2E	trigonal bentuk V	SO2
4	0	AX4	tetrahedron	CH4
3	1	AX3E	piramida trigonal	NH3
2	2	AX2E2	planar bentuk V	H2O
5	0	AX5	bipiramida trigonal	PCl5
4	1	AX4E	bidang empat	SF4
3	2	AX3E2	planar bentuk T	ClF3
2	3	AX2E3	linier	XeF2
6	0	AX6	oktahedron	SF6
5	1	AX5E	piramida sisi empat	BrF5
4	2	AX4E2	segi empat planar	XeF4

Cara penetapan tipe molekul dengan menggunakan langkah-langkah di atas hanya berlaku untuk senyawa biner berikatan tunggal. Untuk senyawa biner yang berikatan rangkap atau ikatan kovalen koordinasi, maka jumlah elektron yang digunakan untuk membentuk pasangan terikat menjadi dua kali jumlah ikatan.

Contoh

Tentukan tipe molekul senyawa-senyawa biner rangkap berikut ini.

a. XeO₄

b. SO₃

Jawab:

a. Jumlah elektron valensi atom pusat = 8

Jumlah domain elektron ikatan (X) = 4, tetapi jumlah elektron yang digunakan atom pusat = 4 × 2 = 8

Jumlah domain elektron bebas (E) = (8-8)/2 = 0

Tipe molekul: AX4

b. Jumlah elektron valensi atom pusat = 6

Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3, tetapi jumlah elektron yang digunakan atom pusat = 3 × 2 = 6

Jumlah domain elektron bebas (E) = (6-6)/2 = 0

Tipe molekul: AX3

Langkah-langkah yang dilakukan untuk meramalkan geometri molekul adalah:

a. Menentukan tipe molekul.

b. Menggambarkan susunan ruang domain-domain elektron di sekitar atom pusat yang memberi tolakan minimum.

c. Menetapkan pasangan terikat dengan menuliskan lambang atom yang bersangkutan.

d. Menentukan geometri molekul setelah mempertimbangkan pengaruh pasangan elektron bebas.

Contoh:

Molekul air, H₂O

Langkah 1: Tipe molekul adalah AX2E2 (4 domain).

Langkah 2: Susunan ruang pasangan-pasangan elektron yang memberi tolakan minimum adalah tetrahedron.

Langkah 3: Menentukan pasangan terikat dengan menuliskan lambang atom yang terikat (atom H).

Langkah 4: Molekul berbentuk V (bentuk bengkok). Hasil percobaan menunjukkan bahwa sudut ikatan H–O–H dalam air adalah 104,5°, sedikit lebih kecil daripada sudut tetrahedron (109,5°). Hal ini terjadi karena desakan pasangan elektron bebas.

Teori Domain Elektron

Teori domain elektron merupakan penyempurnaan dari teori VSEPR. Domain elektron berarti kedudukan elektron atau daerah keberadaan elektron, dengan jumlah domain ditentukan sebagai berikut (Ralph H. Petrucci, 1985).

a. Setiap elektron ikatan (baik itu ikatan tunggal, rangkap, atau rangkap tiga) berarti 1 domain.

b. Setiap pasangan elektron bebas berarti 1 domain.

                     Jumlah domain electron dalam beberapa senyawa

No	Senyawa	Jumlah domain elektron
1. 2. 3. 4.	H2O CO2 C2H2 SO2	4 2 3 3

Teori domain elektron mempunyai prinsip-prinsip dasar sebagai berikut (Ralph H. Petrucci, 1985)

a. Antar domain elektron pada kulit luar atom pusat saling tolak-menolak sehingga domain

    elektron akan mengatur diri (mengambil formasi) sedemikian rupa, sehingga tolak-menolak

    di antaranya menjadi minimum.

b. Urutan kekuatan tolak-menolak di antara domain elektron adalah:

    Tolakan antar domain elektron bebas > tolakan antara domain elektron bebas

    dengan domain elektron ikatan >tolakan antardomain electron ikatan.

c. Bentuk molekul hanya ditentukan oleh pasangan elektron terikat.

Susunan ruang domain electron yang menghasilkan tolakan minimum

Jumlah domain electron	Bentuk molekul	Besar sudut ikatan
2 3 4 5 6	Linier Segitiga sama sisi Tetrahedron Bipiramida trigonal Octahedro	180o 1200 109,5o Equatorial= 120 0 Aksial= 900 900

Jumlah domain (pasangan elektron) dalam suatu molekul dapat dinyatakan sebagai berikut.

• Atom pusat dinyatakan dengan lambang A.

• Domain elektron ikatan dinyatakan dengan X.

• Domain elektron bebas dinyatakan dengan E.

Tipe molekul dapat dinyatakan dengan menggunakan langkah-langkah sebagai berikut.

1) Menentukan jumlah elektron valensi atom pusat (EV).

2) Menentukan jumlah domain elektron ikatan (X).

3) Menentukan jumlah domain elektron bebas (E).

Cara menentukan tipe molekul tipe molekul dari senyawa, contoh tipe

molekul  BF3

Jumlah elektron valensi atom pusat (boron) = 3

Jumlah domain elektron ikatan (X) = 3

Jumlah domain elektron bebas (E) = (3-3) / 2 = 0

Tipe molekul: AX3.

Langkah-langkah yang dilakukan untuk meramalkan geometri molekul adalah:

a.  Menentukan tipe molekul.

b.  Menggambarkan susunan ruang domain-domain elektron di sekitar atom pusat yang memberi tolakan minimum.

c.  Menetapkan pasangan terikat dengan menuliskan lambang atom yangbersangkutan.

d.  Menentukan geometri molekul setelah mempertimbangkan pengaruh pasangan elektron bebas.

Contoh:

Meramalkan bentuk Molekul air, H2O

- Langkah 1: Tipe molekul adalah AX2E2 (4 domain).

- Langkah 2: Susunan ruang pasangan-pasangan elektron yang memberi tolakan minimum adalah tetrahedron.

 

- Langkah 3: Menentukan pasangan terikat dengan menuliskan lambing atom yang terikat (atom H).

- Langkah 4: Molekul berbentuk V (bentuk bengkok).

Hasil percobaan menunjukkan bahwa sudut ikatan H–O–H dalam air adalah 104,5°, sedikit lebih kecil daripada sudut tetrahedron (109,5°). Hal ini terjadi karena desakan pasangan elektron bebas

Berbagai kemungkinan bentuk molekul berdasarkan teori domain electron

Jumlah pasangan Electron ikatan	Jumlah pasangan Electron bebas	Tipe molekul	Bentuk molekul	contoh
2 3 2 4 3 2 5 4 3 2 6 5 4	0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 0 1 2	AX2 AX3 AX2E AX4 AX3E AX2E2 AX5 AX4E AX3E2 AX2E3 AX6 AX5E AX4E2	Linier Trigonal datar Trigonal bentuk V Tetrahedron Piramida trigonal Planar bentuk V Bipiramida triginal Bidang empat Planat bentuk T Linier Octahedron Piramida sisi empat Segi empat planar	BeCl2 BF3 SO2 CH4 NH3 H2O PCl5 SF4 CIF3 XeF2 SF6 BrF5 XeF4

TEORI VSEPR

Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion: tolakan pasangan elektron kelopak valensi) adalah suatu model kimia yang digunakan untuk menjelaskan bentuk-bentuk molekul kimiawi berdasarkan gaya tolakan elektrostatik antar pasangan elektron.^[1] Teori ini juga dinamakan teori Gillespie-Nyholm, dinamai atas dua orang pengembang teori ini. Akronim "VSEPR" diucapkan sebagai "vesper" untuk kemudahan pengucapan.

Premis utama teori VSEPR adalah bahwa pasangan elektron valensi disekitar atom akan saling tolak menolak, sehingga susunan pasangan elektron tersebut akan mengadopsi susunan yang meminimalisasi gaya tolak menolak. Minimalisasi gaya tolakan antar pasangan elektron ini akan menentukan geometri molekul. Jumlah pasangan elektron di sekitar atom disebut sebagaibilangan sterik.

Teori VSEPR biasanya akan dibandingkan dengan teori ikatan valensi yang mengalamatkan bentuk molekul melalui orbital yang secara energetika dapat melakukan ikatan. Teori ikatan valensi berkutat pada pembentukan ikatan sigma dan pi. Teori orbital molekul adalah model lainnya yang digunakan untuk menjelaskan bagaimana atom dan elektron tersusun menjadi molekul dan ion poliatomik.

Teori VSEPR telah lama dikritik oleh karena teori ini tidak memiliki perumusan yang kuantitatif, sehingga teori ini hanya dapat digunakan untuk memprediksi bentuk molekul secara "kasar", walaupun cukup akurat.

Daftar isi

  [sembunyikan] 

·         1 Sejarah

·         2 Penjelasan

·         3 Metode AXE

·         4 Pengecualian

o    4.1 Senyawa logam transisi

o    4.2 Senyawa halida golongan 2

o    4.3 Beberapa molekul AX₂E₂

o    4.4 Beberapa molekul AX₆E₁

·         5 Lihat pula

·         6 Referensi

·         7 Pranala luar

Sejarah[sunting | sunting sumber]

Gagasan bahwa terdapat suatu korelasi antara geometri molekul dengan jumlah elektron valensi pertama kali dicetuskan oleh Sidgwick dan Powell pada tahun 1940.^[2] Pada tahun 1957, Gillespiedan Nyholm menyempurnakan konsep ini untuk membangun suatu teori yang mampu memprediksi geometri molekul.^[3][4]

Penjelasan[sunting | sunting sumber]

Teori VSEPR utamanya melibatkan prediksi susunan pasangan elektron di sekitar satu atau lebih atom pusat pada suatu molekul. Jumlah pasangan elektron pada kelopak valensi atom pusat ditentukan dengan menggambarkan struktur Lewis molekul tersebut. Ketika terdapat dua atau lebih struktur resonansi yang dapat mewakili suatu molekul, model VSEPR dapat diterapkan pada semua struktur resonansi tersebut. Pada teori VSEPR, pasangan elektron berganda pada ikatan berganda diperlakukan sebagai "satu pasang" elektron.

Pasangan elektron diasumsikan berada pada permukaan bola yang berpusat pada atom pusat. Oleh karena pasangan elektron tersebut bermuatan negatif, kesemuaan pasangan elektron akan menduduki posisi yang meminimalisasi gaya tolak menolak antar sesamanya dengan memaksimalkan jarak antar pasangan elektron. Jumlah pasangan elektron oleh karenanya akan menentukan keseluruhan geometri molekul.

Sebagai contoh, ketika terdapat dua pasang elektron di sekitar atom pusat, gaya tolak-menolak di antara keduanya akan menjadi minimal ketika keduanya berada pada posisi saling berseberangan. Oleh karena itu, atom pusat diprediksikan mengadopsi geometri linear. Jika terdapat tiga pasang elektron, maka gaya tolak-menolak diminimalkan dengan mengadopsi bentuktrigonal. Dengan cara yang sama, untuk empat pasang elektron, susunan geometri yang optimal adalah tetrahedral.

Prediksi keseluruhan geometri ini disempurnakan lebih jauh dengan membedakan pasangan elektron ikatan dan non-ikatan. Pasangan elektron ikatan terlibat dalam ikatan sigma dengan atom bersebelahan, sehingga kedua elektron tersebut dikongsi oleh dua atom yang berikatan, menyebabkan pasangan elektron tersebut berada lebih jauh dari atom pusat daripada pasangan elektron non-ikatan (pasangan elektron menyendiri) yang akan berada lebih dekat dengan atom pusat. Oleh karena itu, tolakan yang diakibatkan oleh pasangan elektron menyendiri akan lebih besar daripada tolakan yang diakibatkan oleh pasangan elektron yang berikatan. Dengan demikian, ketika geometri molekul memiliki dua set posisi yang menerima gaya tolak-menolak dengan derajat yang berbeda, pasangan elektron menyendiri akan cenderung menduduki posisi yang menerima gaya tolakan lebih kecil. Dengan kata lain, gaya tolak menolak antara pasangan elektron menyendiri dengan pasangan elektron menyendiri (lone pair - lone pair) akan lebih kuat daripada gaya tolak menolak antara pasangan elektron menyendiri dengan pasangan elektron berikatan (lone pair - bonding pair), yang juga sendiri lebih kuat daripada gaya tolak-menolak antara pasangan elektron berikatan dengan pasangan elektron berikatan (bonding pair - bonding pair). Secara ringkas dapat ditulis: lp-lp > lp-bp > bp-bp.

Pembedaan ini sangat penting utamanya ketika dalam suatu geometri molekul terdapat dua atau lebih posisi yang memungkinkan.

Metode AXE[sunting | sunting sumber]

Metode perhitungan elektron AXE umumnya digunakan ketika kita menerapkan teori VSEPR. A mewakili atom pusat. X mewakili jumlah ikatan sigma antara atom pusat dengan atom luar. Ikatan ganda kovalen dihitung sebagai satu X. E mewakili jumlah pasangan elektron menyendiri yang ada disekitar atom pusat. Jumlah X dan E, disebut sebagai bilangan sterik juga diasosiasikan dengan jumlah orbital hibridisasi yang digunakan dalam teori ikatan valensi.

Berdasarkan jumlah bilangan sterik dan distribusi X serta E, teori VSEPR akan memberikan prediksi sebagai berikut:

Bil. sterik	Geometri dasar 0 pasangan menyendiri	1 pasangan menyendiri	2 pasangan menyendiri	3 pasangan menyendiri
2	Linear
3	datar trigonal	tekuk
4	tetrahedral	piramida trigonal	tekuk
5	bipiramida trigonal	jungkat jungkit	bentuk T	linear
6	Oktahedral	piramida persegi	datar persegi
7	bipiramida pentagonal	piramida pentagonal

Jenis molekul	Bentuk	Susunan elektron	Geometri	Contoh
AX1En	Diatomik			HF, O2
AX2E0	Linear			BeCl2, HgCl2, CO2
AX2E1	Tekuk			NO2−, SO2, O3
AX2E2	Tekuk			H2O, OF2
AX2E3	Linear			XeF2, I3−
AX3E0	Datar trigonal			BF3, CO32−, NO3−, SO3
AX3E1	Piramida trigonal			NH3, PCl3
AX3E2	Bentuk T			ClF3, BrF3
AX4E0	Tetrahedral			CH4, PO43−, SO42−, ClO4−
AX4E1	Jungkat-jungkit			SF4
AX4E2	Datar persegi			XeF4
AX5E0	Bipiramida trigonal			PCl5
AX5E1	Piramida persegi			ClF5, BrF5
AX6E0	Oktahedral			SF6
AX6E1	Piramida pentagonal			XeOF5−, IOF52− [5]
AX7E0	Bipiramida pentagonal			IF7

† Susunan elektron meliputi pasangan menyendiri yang ditunjukkan oleh bola kuning

‡ Geometri yang terpantau (tidak termasuk pasangan menyendiri)

Ketika atom substituen (X) tidak sama, geometri di atas masih cukup baik untuk digunakan, namun sudut ikatan akan berbeda sedikit. Sebagai contohnya, ikatan ganda karbon pada alkena seperti etilena C₂H₄ adalah AX₃E₀, namun sudut ikatan tidaklah persis 120°. Hal yang sama juga dapat terlihat pada SOCl₂ yang termasuk AX₃E₁, namun karena substituen X tidaklah sama, sudut XAX tidak akan sama.

Pengecualian[sunting | sunting sumber]

Terdapat berbagai kelompok senyawa yang geometrinya tidak dapat diprediksi secara tepat oleh teori VSEPR.

Senyawa logam transisi[sunting | sunting sumber]

Banyak senyawa logam transisi yang geometrinya tidak dapat dijelaskan menggunakan teori VSEPR.^[6] Struktur beberapa senyawa ini, meliputi logam hidrida dan kompleks alkil sepertiheksametiltungsten dapat diprediksi dengan tepat menggunakan teori VALBOND, yang didasarkan pada orbital hibrid sd dan model ikatan tiga-pusat empat-elektron.^[7][8] Teori medan kristalmerupakan teori sering dapat memprediksi geometri kompleks koordinasi.

Senyawa halida golongan 2[sunting | sunting sumber]

Struktur senyawa halida triatomik dengan logam golongan 2 tidaklah linear pada fase gas seperti yang diprediksi oleh teori VSEPR, melainkan berbentuk tekuk (sudut X-M-X:CaF₂, 145°; SrF₂, 120°; BaF₂, 108°; SrCl₂, 130°; BaCl₂, 115°; BaBr₂, 115°; BaI₂, 105°).^[9] Gillespie mengajukan bahwa ini disebabkan oleh interaksi ligan dengan elektron pada inti atom logam yang menyebabkan polarisasi atom, sehingga kelopak dalam atom tidaklah simetris berbentuk bola dan memengaruhi geometri molekul. ^[6][10]

Beberapa molekul AX₂E₂[sunting | sunting sumber]

Salah satu contohnya adalah molekul litium oksida Li₂O yang berbentuk linear daripada berbentuk tekuk. Hal ini dikarenakan ikatan yang bersifat sangat ionik, menyebabkan gaya tolakan yang sangat kuat antara atom litium.^[11]

Contoh lainnya adalah O(SiH₃)₂ dengan sudut Si-O-Si 144,1°. Hal ini berbeda dengan sudut pada Cl₂O yang sebesar 110,9°, (CH₃)₂O 111.7°, dan N(CH₃)₃ 110,9°. Gillespies mengajukan bahwa terdapat lokalisasi pasangan menyendiri, sehingga kemampuan pasangan menyendiri tersebut untuk menolak pasangan elektron lainnya akan menjadi sangat kuat ketika ligannya memiliki elektronegativitas yang sama ataupun lebih kuat daripada atom pusat.^[6] Ketika atom pusat lebih elektronegatif, seperti pada O(SiH₃)₂, pasangan menyendirinya akan kurang terlokalisasi, sehingga memiliki gaya tolakan yang lebih lemah. Kombinasi efek ini dengan gaya tolak antar ligan akan menyebabkan sudut ikat Si-O-Si lebih besar daripada yang diprediksi.^[6]

Beberapa molekul AX₆E₁[sunting | sunting sumber]

Beberapa molekul AX₆E₁, seperti anion Te(IV) dan Bi(III), TeCl₆²⁻, TeBr₆²⁻, BiCl₆³⁻, BiBr₆³⁻ dan BiI₆³⁻, berbentuk oktahedron sempurna dan pasangan menyendirinya tidak memengaruhi geometri molekul.^[12] Salah satu rasionalisasi pengamatan ini adalah bahwa sesakan sterik ligan tidak menyediakan ruang untuk pasangan menyendiri yang tidak berikatan,^[6] rasionalisasi lainnya menjelaskannya menggunakan efek pasangan inert^[13]

 Bentuk Molekul ( Teori Hibridisasi)

Teori hibridisasi dipromosikan oleh kimiawan Linus Pauling dalam menjelaskan struktur molekul seperti metana (CH4). Menurut teori ini bentuk molekul ditinjau dari adanya ikatan yang terjadi pada orbital-orbital elektron terluarnya. Hal ini dapat dilihat dalam contoh sebagai berikut:

1. Pembentukan molekul BeCl2
Atom Be memiliki 4 elektron, dan konfiguarasi elektronnya adalah :
Keadaan dasar :

Mengalami eksitasi menjadi :

  Mengalami Hibridisasi membentuk orbital hibrida sp

Bentuk Molekul : Linear

2.        Pembentukan Molekul BH₃

Atom Be memiliki 5 elektron, dan konfiguarasi elektronnya adalah :

Keadaan dasar :

Mengalami eksitasi menjadi :

Mengalami hibridisasi membentuk orbital hibrida sp2

Bentuk molekul : Segitiga

Berikut ini tabel pembentukan orbital hibrida dan bentuk molekul :

Tabel  Pembentukan orbital hibrida dan bentuk molekul

JENIS ORBITALHIBRIDA	TERBENTUK DARI	BENTUK MOLEKUL YANG TERBENTUK
Sp	1 orbital s   +   1 orbital p	Linear
sp2	1 orbital s   +   2 orbital p	Trigonal (segitiga)
sp3	1 orbital s   +   3 orbital p	Tetrahedral Trigonal Piramida (1 PEB) Bentuk V (2 PEB)
sp3d	1 orbital s   +   3 orbital p   +   orbitald	Trigonal Bipiramida
sp3d2	1 orbital s   +   3 orbital p   +   2 orbital d	Oktahedral

   

Gaya Antar Molekul

Gaya antar molekul adalah gaya elektromagnetik yang terjadi antara dua molekul atau lebih atau antara bagian yang terpisah jauh. Gaya antar molekul berbeda dengan ikatan kimia. Ikatan kimia, seperti ikatan ionik, kovalen, dan logam, semuanya adalah ikatan antar atom dalam membentuk molekul. Sedangkan gaya antar molekul adalah gaya tarikantar molekul. Kita akan mempelajari tiga macam gaya antar molekul, yaitu:

• Gaya Van der Waals
• Ikatan Hidrogen
• Gaya London

Agar dapat memahami gaya antar molekul dengan baik. kita harus memahami terlebih dahulu tentang apa yang dimaksud dengan dipol dalam suatu molekul.

Dipol

Dipol adalah singkatan dari di polar, yang artinya dua kutub. Senyawa yang memiliki dipol adalah senyawa yang memiliki kutub positif (δ⁺) di satu sisi, dan kutub negatif (δ^-) di sisi yang lain. Senyawa yang memiliki dipol biasa disebut sebagai senyawa polar. Senyawa polar terbentuk melalui ikatan kovalen polar. Perlu diperhatikan bahwa dipol berbeda dengan ion. Kekuatan listrik yang dimiliki dipol lebih lemah dibanding kekuatan listrik ion. Kita pasti ingat, bahwa ion terdapat pada senyawa ionik, dimana molekul terbagi menjadi dua , yaitu ion positif/kation (+) dan ion negatif/anion (-).

Untuk memahami perbedaan antara ion dan dipol, mari kita perhatikan gambar berikut:

Dari gambar di atas dapat dilihat bahwa pada senyawa ion, molekul terbagi (bisa juga dikatakan terbelah) menjadi dua bagian. Jadi ion positif dan ion negatif sebenarnya terpisah. Mereka bersatu hanya karena adanya gaya tarik-menarik antar ion positif dan negatif (gaya coulomb).

Pada senyawa polar, tidak terjadi pemisahan. Molekul merupakan satu kesatuan. Hanya saja pada satu sisi/tepi terdapat kutub positif (δ⁺) dan di sisi/tepi yang lain terdapat kutub negatif (δ^-).
Untuk senyawa non polar, sama sekali tidak ada muatan listrik yang terkandung.

Untuk mempelajari bagaimana dipol terbentuk, silakan tengok kembali materi ikatan kovalen polar di kelas X.

Gaya Van der Waals

(Gaya tarik antara dipol-dipol)

Gaya Van der Waals merupakan gaya tarik antar dipol pada molekul polar. Molekul polar memiliki ujung-ujung yang muatannya berlawanan. Ketika dikumpulkan, maka molekul polar akan mengatur dirinya (membentuk formasi) sedemikian hingga ujung yang bermuatan positif akan berdekatan dengan ujung yang bermuata negatif dari molekul lain. tapi tentu saja formasinya tidak statis/tetap, kenapa? Karena sebenarnya molekul selalu bergerak dan bertumbukan/tabrakan.

Catatan:
Molekul/atom/zat akan diam tak bergerak jika energi kinetiknya = 0 (nol). Keadaan ini disebut keadaan diam mutlak, dicapai jika benda berada pada suhu 0⁰K (-273⁰C)

Untuk jelasnya, bisa dilihat pada gambar berikut:

Gaya Van der Waals diperlihatkan dengan garis merah (putus-putus). Kekuatan gaya tarik antara dipol ini biasanya lebih lemah dari kekuatan ikatan ionik atau kovalen (kekuatannya hanya 1% dari ikatan). Kekuatannya juga akan berkurang dengan cepat bila jarak antar dipol makin besar. jadi gaya Van der Waaals suatu molekul akan lebih kuat pada fase padat dibanding cair dan gas.

Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen adalah ikatan yang terjadi antara atom hidrogen dengan atom yang memiliki keelektronegatifan yang tinggi yaitu nitrogen (N), oksigen (O), atau fluor (F).Ikatan hidrogen terbentuk saat atom hidrogen (H) berikatan dengan atom nitrogen (N), oksigen (O), atau fluor (F) danadanya elektron bebas pada atom nitrogen (N), oksigen (O), atau fluor (F). Gaya tarik dipol yang kuat terjadi antara molekul-molekul tersebut. Gaya tarik antar molekul yang terjadi memiliki kekuatan 5 sampai 10% dari ikatan kovalen. Gambaran ikatan hidrogen dapat dilihat pada gambar berikut:

Ikatan hidrogen diperlihatkan pada garis merah (putus-putus). Meskipun tidak terlalu kuat, ikatan hidrogen tersebar diseluruh molekul. Inilah sebabnya air (H₂O) memiliki titik didih yang relatif lebih tinggi bila dibandingkan dengan senyawa lain dengan berat molekul (Mr) yang hampir sama. Sebut misalnya CO₂ (Mr=48) dalam suhu kamar sudah berwujud gas, sedangkan air (H₂O) dengan berat molekul lebih kecil (Mr=18) pada suhu kamar (20 ⁰C) masih berada pada fase cair.

Gaya London

Gaya London merupakan gaya antar dipol sesaat pada molekul non polar. Seperti kita ketahui molekul non polar seharusnya tidak mempunyai kutub/polar (sesuai dengan namanya). Namun, karena adanya pergerakan elektron mengelilingi atom/molekul, maka ada saat-saat tertentu dimana elektron akan "berkumpul" (terkonsentrasi) di salah satu ujung/tepi molekul, sedang di tepi yang lain elektronnya "kosong". Hal ini membuat molekul tersebut "tiba-tiba" memiliki dipol, yang disebut dipol sesaat. Munculnya dipol ini akan menginduksi dipol tetangga disebelahnya. Ketika elektron bergerak lagi, dipol ini akan hilang kembali. Untuk jelasnya dapat dilihat pada gambar berikut:

Ketika dipol sesat terjadi, akan timbul pula gaya london (garis biru putis-putus). Ketika dipol hilang, gaya london pun hilang. Kekuatan Gaya london bergantung pada berbagai faktor:

1.	Kerumitan molekul makin rumit molekul (Mr makin besar), maka gaya london makin kuat.
2.	Ukuran molekul makin besar ukuran molekul, gaya london juga makin kuat. hal ini dikarenakan molekul besar lebih mudah terpolarisasi, sehingga dipol sesaat lebih mudah terjadi.

Ringkasan

1. Gaya antar molekul adalah gaya tarik antar molekul-molekul yang berdekatan.
2. Gaya antar molekul pada umumnya merupakan gaya tarik listrik statis (elektrostatik) antara muatan positif (+) dan negatif(-).
3. Kita mengenal tiga jenis gaya antar molekul, yaitu: gaya van der waals, ikatan hidrogen, dan gaya london.
4. Ikatan hidrogen terjadi antara atom hidrogen (H) dengan atom: nitrogen (N), oksigen (O), atau Fluor (F) dan karena adanya elektron bebas dari atom 
   nitrogen (N), oksigen (O), atau Fluor (F).
5. Gaya van der waals adalah gaya tarik elektrostatis pada senyawa ionik atau kovalen polar.
6. Gaya london adalah gaya tarik elektrostatis pada senyawa kovalen non polar