TEORI DOMAIN ELEKTRON

PENDAHULUAN

Selamat ! Anda telah mencapai modul ke 2 di kelas XI (sebelas).

Pada modul ini Anda akan mempelajari dua hal yaitu Teori Domain Elektron dan Gaya antar Molekul. Modul ini didukung oleh modul Kim X.04. tentang Ikatan Kimia khususnya bagian struktur Lewis.

Anda masih ingat bukan ? Jika Anda lupa, bacalah kembali modul tersebut untuk dapat memudahkan Anda memahami modul XI.02 ini.

Standar kompetensi yang diharapkan adalah siswa dapat mendeskripsikan struktur dan sifat-sifat periodik unsur serta struktur molekul dan sifat-sifatnya. Standar Kompetensi ini dapat dicapai dengan menguasai kompetensi dasar berikut yaitu menerapkan Teori Domain Elektron untuk meramalkan bentuk molekul dan menjelaskan hubungan antar molekul dengan sifatnya.

Modul ini terdiri dari dua kegiatan belajar. Kegiatan belajar pertama akan menguraikan tentang Teori Domain Elektron untuk menentukan atau memperkirakan bentuk molekul. Kegiatan dua akan menguraikan tentang gaya antar molekul – Gaya London, Gaya Van der Waals Ikatan Hidrogen – dan sifat-sifat molekul tersebut, titik didih dan titik bekunya.

Uraian materi dalam modul ini seluruhnya tanpa hitungan, sehingga Anda hanya membutuhkan ketekunan dalam membaca dan mempelajarinya. Waktu yang dibutuhkan untuk menguasai materi dalam modul ini minimal 4 jam 20 menit (6 x 45 menit)

Jika Anda mengalami kesulitan memahami materi yang ada dalam modul ini silahkan diskusikan dengan teman atau guru bina. Jangan memaksakan diri sebelum betul-betul menguasai bagian demi bagian dalam modul ini, karena masing – masing berkaitan.

Selamat belajar, semoga dan berhasil dan sukses pada modul ini !

TEORI DOMAIN ELEKTRON

Dalam kegiatan belajar ini Anda akan mempelajari bentuk molekul dari atom-atom yang berikatan.

Sebelum Anda mempelajari materi-materi berikut ini, sebaiknya Anda mengingat kembali modul Kim X.04 tentang Ikatan Kimia Bagian Struktur Lewis.

Struktur Lewis menggambarkan susunan elektron dari atom-atom yang berikatan dan dapat menunjukkan jumlah pasangan elektron bebas dan jumlah pasangan elektron ikatan sekitar atom pusat.

Teori Domain Elekton akan menjelaskan susunan elektron dalam suatu atom yang berikatan. Posisi elektron ini akan mempengaruhi bentuk geometri molekulnya dan bentuk geometri ini akan dijelaskan melalui teori VSEPR.

Geometri (bentuk) molekul adalah gambaran tentang susunan atom-atom dalam molekul berdasarkan susunan ruang pasangan elektron atom dalam pusat dalam molekul, pasangan elektron ini baik yang berikatan maupun yang bebas.

Teori VSEPR (Valence Shell Electron Pain Repulsion) yaitu teori tolak menolak pasangan – pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat.

Teori ini menekankan pada kekuatan tolak menolak diantara pasangan -pasangan elektron pada atom pusat urutan kekuatannya adalah sebagai berikut :
Pasangan Elektron Terikat (PET) ; Pasangan Elektron Bebas (PEB)

A. Bentuk Molekul Senyawa Sederhana
Perbedaan kekuatan daya tolak menolak, dapat menyebabkan sudut ikatan mengecil sehingga bentuk molekulnya mengalami penyimpangan dari susunan ruang pasangan elekron pada kulit terluar atom pusat yang seharusnya “Perhatikanlah table 2.1” yang menunjukkan susunan ruang pasangan elektron pada kulit terluar dan sudut ikatan dalam molekul.

Tabel 1. Susunan ruang pasangan-pasangan elektron pada kulit terluar atom pusat

Jumlah Pasangan Elektron	Susunan Ruang	Bentuk Molekul	Sudut Ikatan
2		Linear	180°
3		Segitiga Samasisi	120°
4		Tetrahedron	109,5°
5		Bipiramidal Trigonal	90° 120°
6		Oktahedron	90°

Dimana A merupakan atom pusat

Dapatkah Anda membayangkan bentuk molekulnya ?

Bentuk molekul Linear diumpamakan seperti garis lurus. Bentuk molekul segitiga sama sisi, atom pusat terletak pada pusat diagonal sisi-sisi segitiga, Sedangkan atom yang berikatan dengan atom pusat terletak pada sudut-sudut segitiga. Bentuk molekul tetrahedron dapat dibayangkan seperti limas yang alasnya berbentuk segitiga, atom pusatnya terletak diantara puncak dan alas limas (tengah). Sedangkan atom yang berikatan terletak pada puncak dan sudut-sudut dari alas limas.

Bentuk molekul bipiramidal trigonal dapat Anda bayangkan seperti dua buah tetrahedron yang ditumpuk, satu menghadap ke atas sedangkan yang lain menghadap ke bawah. Dan bentuk molekul oktahedron dapat dibayangkan seperti dua alas limas yang alasnya berbentuk segiempat dan ditumpuk sedemikian rupa sehingga satu menghadap ke atas dan yang lainnya menghadap ke bawah.

Buatlah maket dan model yang menggambarkan bentuk tetrahedron dan oktahedron berkelompok. Bagilah menjadi dua kelompok, kelompok satu membuat dengan kertas karton dan kelompok lainnya dengan besi atau kawat.

Untuk kelompok yang membuat dengan kertas karton buatlah jaring-jaring bentuk limas segitiga sebanyak 3 buah, satu buah untuk menunjukkan bentuk tetrahedron yang lainnya tumpuklah menjadi satu bipiramidal trigonal.

Perbesarlah jaring-jaring berikut ini dengan panjang sisi (AF, AB, AC, BC, CD, CE, CA, BF) sama panjang.

Gambar 1. Jaring-jaring Limas Segitiga (Tetrahedron)

Apakah anda mengalami kesulitan untuk membuatnya ? Mintalah bantuan guru bina untuk memperjelas proses pembuatannya.

Setelah selesai, buatlah 3 buah Limas segi empat dengan jaring-jaring sebagai berikut :

Gambar 2. Jaring-jaring Limas segi empat (Oktahedron)

Apakah Anda mengalami kesulitan ?
Jika Anda mengalami kesulitan tanyakanlah pada guru bina.

Sedangkan untuk kelompok yang membuat dengan kawat dan besi. Ikuti langkah sebagai berikut :

1. Membuat limas segitiga (tetrahedron), siapkanlah :

- - - - - - - - - -

Potonglah 3 buah kawat A cm untuk alas Potonglah 3 buah kawat B cm untuk sisi miring Potonglah 3 buah kawat C cm untuk diagonal ruang Bola pimpong 1 buah. Tahap pembuatan : Satukanlah kawat A menjadi bentuk segitiga sama sisi sebagai alas Ikatkanlah kawat B pada masing-masing sudut alas segitiga Hubungkanlah ujung kawat B yang lainnya ke atas dan satukanlah, sehingga membentuk limas Ikatkanlah bola pimpong dan satu buah kawat C Letakkan bola pimpong yang terikat dengan kawat dengan ujung puncak limas, 1/3 dari alas segitiga Ikatkanlah sudut-sudut alas segitiga dengan bola pimpong

Jika digambarkan sebagai berikut :

2. Membentuk limas segi empat (oktahedron), langkah-langkahnya:

Apakah bayangan Anda sudah sesuai keterangan dengan bentuk limas tersebut?

Jika sudah, selamat, pengetahuan Anda tentang struktur ruang atau tiga dimensi sangat baik. Tetapi jika Anda belum dapat membayangkannya, silahkan Anda meminta guru untuk menjelaskannya.

Jika semua sudut limas mengikat atom lain, maka table 3.1 seperti maket yang Anda buat. Tetapi bila salah satu sudut limas tidak mengikat atom lain dan merupakan elektron bebas maka terjadi perubahan sudut antar atom yang berikatan. Perhatikan gambar 3 untuk membedakan sudut ikatan pada molekul CH4, NH3, dan H2O.

Sudut HCH = 109,5°

Sudut HNH = 107,3° Sudut HNE = 109,5°

Sudut HNH = 104,5° Sudut HNE = 109,5°

di mana : C : tanda atom karbon H : tanda atom hidrogen O : tanda atom oksigen N : tanda atom nitrogen E : Pasangan elektron bebas

Gambar 3 : Fakta bahwa sudut ikatan dalam molekul H2O dan NH3
lebih kecil dari pada sudut CH4 tetrahedral.

Fakta ini menunjukkan bahwa tolakan pasangan elektron berikatan dalam orbital ikatan lebih kecil daripada orbital pasangan elektron bebas.

Dengan adanya pasangan elektron bebas inilah, maka bentuk molekul dari atom-atom yang berikatan tidak sama dengan bentuk geometri yang merupakan susunan ruang elektron .

Perhatikanlah tabel 2 untuk melihat pengaruh pasangan elektron bebas terhadap bentuk molekul.

Tabel 2. Berbagai kemungkinan bentuk molekul berdasarkan PEI dan PEB

Jumlah Elektron yang Ada	Jumlah Pasangan Elektron Berikatan	Jumlah Pasangan Elektron Bebas	Susunan Ruang Elektron	Bentuk Molekul
2	2	0	Linear	Linear
3	3	0	Segitiga sama sisi	Segitiga datar
4	4	0	Tetrahedron	Tetrahedral
4	3	1		Segitiga piramidal
4	2	2		Huruf 'V'
5	5	0	Bipiramidal Trigonal	Segitiga piramidal
5	4	1		Tetrahedral tak simetris (bidang 4)
5	3	2		Huruf 'T'
5	2	3		Linear
6	6	0	Oktahedron	Oktahedral
6	5	1		Segiempat Bipiramidal
6	4	2		Segiempat datar
6	2	4		Linear

B. Analisis Perkiraan Bentuk Molekul Senyawa
Bentuk molekul akan sama dengan susunan ruang elektron yang ada pada atom pusat jika tidak pasangan elektron bebas. Perhatikan gambar berbagai bentuk molekul berikut ini !

X : atom pusat E : pasangan elektron bebas

Gambar 4. Berbagai bentuk molekul

Cobalah Anda menggambarkan berbagai bentuk molekul untuk memudahkan dalam mengingatnya. Buatlah sampai persis sama, sehingga Anda mempunyai bayangan tentang bentuk molekul tersebut sesungguhnya. Anda juga dapat meminta guru Bantu menayangkan VCD tentang bentuk molekul di sekolah.
Bagaimanakah menentukan bentuk molekul suatu senyawa CCl4 dan H2O ?
(No. atom C = 6 H = 1 O = 8 Cl = 17)

Perhatikan langkah berikut :
a. Buatlah struktur Lewis
b. Tentukan pasangan elektron berikatan pada atom pusat
c. Tentukanlah pasangan elektron bebas pada atom pusat
d. Tentukanlah bentuk molekulnya

Contoh :
1. Bentuk molekul CCl4

• • • • • • •

Konfigurasi elektron 6C = 2 4 17Cl = 2 8 7 Elektron Valensi C = 4 Cl = 7 Jumlah elektron valensi (1 x 4) + (4 x 7) = 32 buah Jumlah Pasangan Elektron Valensi (PEV) = 32 = 16 pasang Pasangan Elektron Berikatan (PEI) = 4 pasang Pasangan Elektron Bebas (PEB) = 16 – 4 = 12 pasang Disebarkan sekitar atom pusat secara merata sehingga memenuhi kaidah oktet, jika masih ada sisa letakkan pada atom pusat Struktur Lewis : Atom C sebagai atom pusat, atom Cl yang mengelilingi atom C

• •

Perhatikan pasangan elektron pada atom pusat Pasangan elektron atom pusat = 4 Pasangan elektron atom berikatan = 4 Pasangan elektron atom bebas = 0 Sehingga susunan ruang elektronnya :Tetrahedron. Bentuk molekulnya : Tetrahedral

2. Bentuk molekul H2O

• • • • • • • • • •

Konfigurasi elektron 1H = 1 8O = 2 6 Elektron Valensi H = 1 dan O = 6 Jumlah elektron Valensi (1 x 1) + (2 x 6) = 8 PEV = = 4 pasang. PEI = 2 pasang PEB = 4 – 2 = 2 pasang Struktur Lewis Jumlah pasangan elektron pada atom pusat = 4 pasang Jumlah pasangan elektron berikatan = 2 pasang Jumlah pasangan elektron bebas = 2 pasang Susunan ruang elektronnya = Tetrahedron Bentuk molekulnya = Huruf V

Latihan

Perkirakan bentuk molekul dari masing – masing senyawa berikut ini :
a. PCl5 d. XeF3 g. XeF4
b. SF4 e. SF6 h. XeF2
c. IF3 f. IF5

No. atom masing-masing dapat dilihat pada tabel SPU (Sistem Periodik Unsur)
Jawaban Anda akan benar, jika :
PCl5 : bipiramidal trigonal
SF4 : bidang 4
IF3 : bentuk T
XeF3 : Linear
SF6 : oktahedron
IF5 : piramidal segi empat
XeF4 : segi empat planar
XeF2 : Linear

Apakah jawaban Anda benar semua ?
Jika masih ada kesalahan, diskusikan dengan guru bina atau teman sejawat Anda ?
Jika sudah benar dan Anda betul-betul paham, silahkan kerjakan soal Tugas 1.

Tugas 1

Tentukanlah bentuk molekul dan struktur ruang dari senyawa berikut :
1. BeCl2
2. BCl3
3. ClF3
4. XeF2
5. H2S
6. TeCl4

No. atom:
Be = 4, B = 5, Xe = 54, S = 16
Cl = 17, F = 9, H = 1, Te = 52

Kegiatan Belajar 2: GAYA ANTAR MOLEKUL

Selamat, Anda telah selesai mempelajari Kegiatan Belajar 1.

Anda telah mempelajari Ikatan Kimia yang terjadi dalam suatu molekul pada modul Kim X.04, serta bentuk molekul pada kegiatan sebelumnya.

Pada kesempatan kali ini, kita akan mempelajari Gaya tarik-menarik antar Molekul akibat Interaksi molekul dalam suatu senyawa, serta sifat fisik molekul akibat gaya tersebut. Marilah kita pelajari satu persatu.

A. Gaya Tarik Antar Molekul
Jika Molekul – molekul membentuk senyawa tentunya ada interaksi antar molekul tersebut seperti halnya keluarga, jika suatu keluarga dinyatakan sebagai senyawa dan anggota keluarga sebagai molekul, maka setelah kita mempelajari sifat masing – masing anggota keluarga tentunya kita akan mempelajari hubungan (interaksi) antar anggota keluarga tersebut. Gaya antar molekul pada modul ini dibatasi pada gaya tarik antara dua molekul atau lebih dari satu zat murni.

Pada bagian ini, akan dipelajari tiga macam gaya tarik antar molekul. Dua diantaranya sekaligus disebut gaya tarik Van der Waals. Gaya tarik yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sesaat, yang terjadi antara semua molekul, bahkan juga molekul yang non polar sekalipun, Gaya tarik Van der Waals yang kuat, disebut gaya tarik dipol-dipol, terjadi antara molekul yang memiliki momen dipol permanen. Gaya tarik ketiga lebih kuat dari gaya Van der Waals yang terjadi hanya antar molekul tertentu dan kemudian disebut Ikatan Hidrogen.

1. Gaya London Seorang ahli fisika dari Jerman Fritz London, tahun 1930 menguraikan terjadinya tarikan yang lemah disebabkan oleh dipol imbasan sekejap atau sesaat yang kemudian dikenal Gaya London. Terjadinya tarikan antar elektron satu molekul dan inti molekul yang lain dapat dibayangkan sebagai akibat menggesernya posisi atau getaran (Vibrasi) elektron dan inti-inti itu. Suatu getaran dalam sebuah molekul mengimbas (menginduksi) suatu geseran elektron-elektron suatu molekul yang disebelahnya seperti gambar 5. Gambar 5. Diagram getaran elektron terhadap inti-inti dalam dua atom dari suatu gas mulia. Atom simetris (tengah bersifat non polar) tetapi getaran yang mengimbas gaya tarik dipol sesaat antara atom-atom sebelahnya. Perhatikan bahwa posisi inti tidak berubah. Bila beberapa molekul berkumpul bersama-sama seperti dalam cair, geseran-geseran disingkronkan, sehingga terdapat suatu tarikan total antara banyak molekul yang bersebelahan. Dipol-dipol ini dikatakan bersifat sesaat, karena getaran itu milyaran kali dalam suatu detik. Pada saat berikutnya dipol itu hilang, atau mungkin arah polaritas telah dibalik. Gaya London ini yang menyebabkan adanya tarikan antara molekul-molekul senyawa non polar. Ingatkah Anda bagaimana caranya membedakan molekul polar dengan non polar? Jika tidak bukalah dan baca kembali modul Kim X.04 bagian kepolaran. Molekul-molekul polar besar lebih efektif ditarik satu sama lain daripada molekul kecil. Marilah kita bandingkan molekul metana, CH4 dengan propana CH3 CH2 CH3. Perhatikan rumus struktur keduanya. Apa yang dapat Anda simpulkan dari rumus struktur itu ? Struktur molekul Propana lebih besar dari Metana sehingga tarikan yang terjadi antar dua molekul Propana lebih kuat dari pada dua molekul Metana. Contoh lain yang dapat kita perhatikan antara iod, I2, dan flour, F2. Manakah yang lebih kuat, molekul iod atau molekul flour ? Apakah jawaban Anda molekul iod ? Jika demikian, Anda benar. Molekul dengan distribusi / penyebaran elektron yang besar dan baur ke segala arah saling menarik lebih kuat dari pada molekul – molekul yang elektronnya lebih kuat terikat. Molekul iod yang besar itu saling tarik – menarik dengan lebih kuat dari pada molekul flour yang lebih kecil. Mudah tidaknya suatu molekul membentuk dipol sesaat disebut polarisabilitas. Hal ini berkaitan dengan masa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul. Masa molekul relatif berkaitan dengan jumlah elektron dalam molekul maka makin mudah mengalami polarisasi sehingga makin kuat gaya Londonnya. Mari kita bandingkan molekul H2, N2, O2, dan Br2. Bagaimana urutan kekuatan gaya London molekul-molekul tersebut ? Apakah jawaban Anda berikut ini ? Urutan kekuatan Gaya London dari yang terlemah ke yang paling kuat adalah H2 — N2 — O2 — Br2 karena MrBr2 > MrO2 > MrN2 > MrH2 Molekul yang bentuknya panjang lebih mudah mengalami polarisasi dibandingkan molekul yang kecil, padat dan simetris sehingga gaya London Pentana lebih kuat dari pada 2 – Metil Butana (Neo Petana). Bagaimanakah akibat pergerakan elektron dalam orbital pada molekul polar? Pelajarilah uraian berikut?

2. Gaya Tarik Dipol – dipol Molekul yang mempunyai momen dipol permanen dikatakan sebagai polar. Seperti gambar 6. Gambar 6. Molekul diatom kovalen polar Perhatikan bahwa anak panah yang menyatakan kepolaran digambar dari muatan positif parsial ke muatan negatif parsial. Perhatikan pada gambar. Gambar 7. Molekul tri atom polar dan non polar Arah vektor menuju ke atom yang lebih elektronegatif ujung plus menunjukkan ke atom yang kurang elektronegatif. Gaya tarik antar dua molekul polar disebut Gaya tarik dipol-dipol. Tarikan ini lebih kuat dari pada tarikan antara molekul-molekul non polar.

3. Ikatan Hidrogen

Tarikan antar molekul yang luar biasa kuatnya, dapat terjadi antara molekul-molekul, jika satu molekul mempunyai sebuah atom hidrogen yang terikat pada sebuah atom berelektronegativitas besar, dan molekul sebelahnya mempunyai sebuah atom berelektronegativitas tinggi yang mempunyai sepasang elektron menyendiri. Inti hidrogen, yakni proton ditarik oleh sepasang elektron yang bersebelahan bolak-balik antara kedua atom tersebut. Tarikan antara dua molekul yang menggunakan bersama-sama sebuah proton disebut Ikatan Hidrogen. Gambaran Ikatan Hidrogen Intra Molekul. Atom yang sangat elektronegatif Atom yang sangat elektronegatif dengan pasangan elektron bebas Ikatan hidrogen terbentuk hanya pada molekul yang mengandung nitrogen, oksigen ataupun flour. Ikatan hidrogen dapat terjadi inter molekul dan intra molekul. Jika Ikatan hidrogen terjadi diantara molekul-molekul yang berbeda maka disebut ikatan hidrogen intermolekul atau antar molekul seperti senyawa 1,4 – dihidroksi benzena. Sedangkan bila ikatan hidrogen terjadi antara atom-atom dalam molekul yang sama maka disebut ikatan hidrogen intramolekul atau didalam molekul seperti senyawa 1,2 – dihidroksi benzena. Gambar 8: Rumus struktur 1,2–dihidroksi benzena dan 1,4–dihidroksi benzena. Senyawa 1,2 – Dihidroksi benzena memiliki ikatan hidrogen Intra molekul karena atom H dan atom O letaknya berdekatan dalam satu molekul. Berbeda halnya dengan 1,4 – Dihidroksi benzena letaknya gugus hidroksi (OH) saling berjauhan sehingga tidak memiliki ikatan hidrogen intramolekul. Perhatikan gambar 9 dan gambar 10. Gambar 9. Ikatan Hidrogen Intramolekul pada senyawa 1,2 – Dihidroksi benzena Gambar 10. Ikatan Hidrogen Intramolekul pada senyawa 1,2 – Dihidroksi benzena

B. SIFAT FISIK SUATU MOLEKUL

Sifat fisik suatu molekul ditentukan oleh gaya tarik antar molekul antara lain titik didih dan titik leleh.

Marilah kita pelajari pengaruh masing-masing gaya tarik antar molekul terhadap titik didih molekulnya suatu molekul

Gaya London mengakibatkan titik leleh dan titik didih molekulnya menjadi lebih rendah daripada molekul lain dengan massa atom relatif (Mr) sama yng tidak memiliki Gaya London. Jika molekul-molekulnya kecil, zat-zat ini biasanya berbentuk gas pada suhu kamar.

Molekul yang mempunyai gaya tarik-menarik dipol-dipol menyebabkan titik didih dan titik leleh lebih tinggi daripada molekul yang memiliki Gaya London pada molekul dengan massa molekul relatif sama. Hal ini karena gaya tarik dipol-dipol lebih kuat daripada Gaya London.

Bagaimana titik didih dan titik leleh senyawa yang massa molekul relatifnya (Mr) berbeda jauh sedangkan keduanya bersifat polar ?

Silahkan Anda perhatikan tabel berikut ?

Tabel 3. Hubungan kepolaran dengan titik didih

No.	Nama	Rumus	Mr	Kepolaran	Titik Didih (°C)
1	Neopentana	CH3 | CH3 - C - CH3 | CH3	72	Non Polar	9,5
2	Pentana	CH3 - CH2 - CH2 - CH2 - CH3	72	Non Polar	36,1
3	Butana	CH3 - CH2 - CH2 - CH3	58	Non Polar	-0,5
4	Aseton	O || CH3 - CH2 - CH2	58	Polar	56,2
5	Asam Klorida	HCl	36,5	Polar	-84,9
6	Asam Iodida	HI	128	Polar	-35,2

Dari tabel dapat Anda lihat bahwa HI memiliki titik didih yang lebih tinggi daripada HCl sehingga lebih polar dari HI. Massa molekul relatif HI lebih besar daripada HCl sehingga titik didih HI lebih tinggi dari HCl. Hal ini menunjukkan bahwa Gaya London lebih dapat digunakan dalam membandingkan sifat zat dengan massa molekul relatif yang jauh berbeda.

Selanjutnya, bagaimana pengaruh ikatan hidrogen terhadap sifat fisik suatu senyawa ?

Ikatan hidrogen tidak hanya berpengaruh pada titik didih dan titk leleh suatu zat tetapi juga kalarutannya dalam suatu pelarut.

Senyawa yang berikatan hidrogen mudah larut dalam senyawa lain yang juga berikatan hidrogen. Contohnya NH3 dalam H2O seperti pada gambar 11.

Gambar 11 . Ikatan Hidrogen antara NH3 dengan air.

Senyawa organik-alkohol, asam karboksilat, amina, glukosa-larut dalam air karena membentuk ikatan hidrogen dengan molekul air.

Gambar 12. Ikatan Hidrogen antar Molekul Etanol dengan air

Senyawa yang memilih ikatan hydrogen akan memilih titik didih lebih tinggi dari pada molekul yang memilih ikatan Van Der Waals atau gaya tarik dipol-dipol. Senyawa hydrida dari unsur golongan IV, V dan VI memilih gaya Van Der Waals yang bertambah dari atas ke bawah setiap golongannya, sehingga titik didih dan titik lelehnya seharusnya meningkat tetepi kenyataannya berbeda.

Perhatikan gambar 13 grafik berikut ini.

Gambar 13. Titik leleh dan titik didih gas mulia dan
senyawa Hidrogen dari golongan IVA,VA,VIA dan VIIA.

Pada gambar 13 ditunjukan titik didih dan titik leleh untuk lima golongan zat. Perhatikan grafik Ne Ke Xe dan CH4 ke SnH4, molekul non polar saling tarik menarik oleh dipol terimbas sesaat atau Gaya London. Kedua grafik ini untuk membandingkan titik didih dari pasangan molekul yang Massa Molekul relatif hampir sama. Perhatikan Ne dan CH4. molekul gas mulia mempunyai distribusi elektron yang sederhana sedangkan CH4 merupakan tetrahedron (segi empat) yang menggembung dan saling tarik menarik lebih kuat. Akibatnya titik didih CH4 lebih tinggi daripada Ne.

Bandingkan molekul yang strukturnya berlainan tetapi massa molekul relatifnya hampir sama.

Perhatikan titk didih Ve, SnH4, HI, SbH3, dan H2Te. Tiga yang terakhir ini memiliki titik didh yang lebih tinggi karena molekul-molekul ini merupakan senyawa polar yang memerlukan energi kinetik yang lebih besar untuk memisahkan masing-masing unsurnya satu sama lain.

Untuk lebih memperjelas pemahaman, gambar 13 dapat kita uraikan saru persatu, sebagai berikut :

Gambar 14. Titik leleh dan titik didih senyawa dari
unsur golongan IVA dari periode 2 sampai 5.

Gambar 15. Titik leleh dan titik didih senyawa dari unsur
golongan VA dari periode 2 sampai 5.

Gambar 16. Titik leleh dan titik didih senyawa dari unsur
golongan VIIA dari periode 2 sampai 5.

Gambar 17. Titk leleh dan titik didih senyawa dari unsur
golongan IVA dari periode 2 sampai 5.

Gambar 18. Titik leleh dan titik didih unsur
golongan gas mula dari periode 2 sampai 5.

Dapat Anda perhatikan unsur satu golongan (gambar 18) akan memiliki titik didih dan titik leleh yang bertambah, sesuai dengan bertambahnya nomor atom, massa atom relatif dan perioda.

Senyawa yang memiliki ikatan Hidrogen akan memiliki titk didih dan titik leleh yang lebih tinggi dari senyawa lain yang tidak memiliki ikatan hidrogen. Perhatikan gambar 14 sampai 17.

Bandingkanlah molekul yang memiliki ikatan hidrogen (HF, NH3, H2O) dengan molekul segolongannya.

Titik didih H2O lebih tinggi daripada H2S, H2Se dan H2Te. Begitu pula titik didih NH3 lebih tinggi daripada PH3, AsH3, SbH3.

Hal ini ternyata disebabkan terdapatnyan ikatan Hidrogen yang kuat antar molekul-molekulnya.

Bagaimana senyawa organik ?
Apakah ikatan Hidrogen dapat mempengaruhi titik didihnya juga ?

Coba Anda bandingkan titik didih propane dengan etanol menggunakan data dalam tabel 4.

Tabel 4. Hubungan titik didih dengan Mr senyawa organik

Senyawa	Mr	Titik Didih
Propana	44	12°C
Etanol	46	78°C