Dokumen tersebut membahas tentang teori atom mekanika kuantum yang menerangkan struktur atom, termasuk bilangan kuantum, orbital, konfigurasi elektron, dan ion positif serta negatif. Teori ini menjelaskan atom lebih akurat daripada teori Bohr sebelumnya.

1. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
Struktur Atom, Sifat Periodik
Unsur, dan Bentuk Molekul
Bab 1
1
Struktur Atom, Sifat Periodik
Unsur, dan Bentuk Molekul

2. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
Peta Konsep
- Teori Kuantum Radiasi Planck
- Prinsip Ketidakpastian Heisenberg
- Teori Mekanika Gelombang
Schrodinger
- Bilangan Kuantum Utama
- Bilangan Kuantum Azimut
- Bilangan Kuantum Magnetik
- Prinsip Eksklusi Pauli
menentukan
Kedudukan
Elektron dalam
Atom
diatur
Atom
bergabung
membentuk
Atom
- Prinsip Aufbau
- Spin Elektron
pada Orbital
- Aturan Hund
Molekul
- Gaya
Antarmolekul
- Gaya van der
Waals
- Gaya DipolDipol
- Gaya London
dijabarkan
dalam
memiliki
Konfigurasi
Elektron
dalam Atom
- Jumlah
Pasangan
Elektron Terikat
- Jumlah
Pasangan
Elektron Bebas
menentukan
letak unsur
dalam
menentukan
Tabel Periodik
Unsur
Bentuk Molekul
(Teori VSEPR)

3. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
A. Teori Atom Mekanika Kuantum
1. Penjelasan Teori Atom Bohr dengan Teori Kuantum Radiasi Planck
Max Planck mendemonstrasikan bahwa semua radiasi
elektromagnet berkelakuan sebagaimana radiasi tersusun dari
satuan energi kecil yang disebut kuantum. Masing-masing
kuantum memiliki energi yang sebanding dengan frekuensi (ν)
sinar.
hc
c
Efoton =
Efoton = hν
υ=
λ
λ
Efoton = energi foton
h = tetapan Planck (6,625 × 10–34 J s)
c = kecepatan cahaya dalam ruang hampa (3 × 108 m s–1)
λ = panjang gelombang (m)

4. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
Menurut teori atom Bohr, terjadinya spektrum garis pada hidrogen
disebabkan adanya perpindahan elektron dari lintasan sebelah luar
(n2) ke lintasan yang lebih dalam (n1). Banyaknya energi yang
dipancarkan selama terjadinya perpindahan elektron dari n2 ke n1 atau
banyaknya energi yang diserap selama terjadinya perpindahan
elektron dari n1 ke n2 sesuai dengan teori kuantum seperti tertulis
dalam persamaan berikut.

5. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 6
Bab 5
Bab 7
Menurut teori atom Bohr, ada lima spektrum garis hidrogen, yaitu:
Deret
Lyman
Balmer
Pascen
Brackett
Pfun
n1
n2
1
2
3
4
5
2, 3, 4, ...
3, 4, 5, ...
4, 5, 6, ...
5, 6, 7, ...
6, 7, 8, ...
Kelima deret spektrum atom hidrogen tersebut berkaitan dengan
persamaan Rydberg.
RH = tetapan Rydberg 1,10 × 107 m–1
n1 = lintasan elektron ke- n1
n2 = lintasan elektron ke-n2

6. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
2. Kelemahan Teori Atom Bohr
Meskipun teori atom Bohr cukup memuaskan untuk menerangkan
sejumlah garis-garis spektrum hidrogen, teori tersebut tidak dapat
menerangkan banyak fakta eksperimen. Misalnya, teori atom Bohr
tidak dapat menerangkan elektron dapat didifraksikan melalui
sebuah kristal (peristiwa difraksi hanya dapat diterangkan dengan
teori gelombang).
Teori atom Bohr disempurnakan oleh teori atom mekanika kuantum.
Teori ini didasari oleh:
1. Hipotesis de Broglie
2. Prinsip ketidakpastian Heisenberg

7. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
3. Hipotesis de Broglie
Louis de Broglie (1924) mengemukakan bahwa elektron yang
bergerak mempunyai sifat-sifat gelombang.
mc2 = hυ = hc
λ
m= h
λc
Substitusi kecepatan cahaya (c) pada persamaan di atas, dengan
kecepatan elektron (v), menghasilkan persamaan:
m= h
λv
h
λ = mv
λ = panjang gelombang,
h = tetapan Planck,
m = massa elektron, dan
v = kecepatan elektron

8. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
4. Prinsip Ketidakpastian Heisenberg
Ketidakpastian Heisenberg pada prinsipnya berkaitan dengan suatu
partikel kecil yang bergerak dengan kecepatan tinggi seperti elektron
dalam atom.
Prinsip ketidakpastian Heisenberg menyatakan bahwa:
momentum dan posisi dari suatu partikel yang kecil tidak dapat
diketahui secara bersamaan (simultan) dengan derajat kepastian.
Prinsip ketidakpastian Heisenberg menerangkan suatu dasar
kelemahan model atom Bohr. Teori atom Bohr beranggapan bahwa
elektron memiliki orbit yang tepat. Dengan demikian, posisi (r) dan
momentum (mv) diketahui dengan tepat. Ini tidak sesuai dengan
prinsip Heisenberg.

9. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
5. Mekanika Gelombang (Mekanika Kuantum)
Kegagalan teori atom Bohr untuk menerangkan gerakan elektron
dalam atom diatasi oleh Erwin Schrödinger (1926) yang terkenal
sebagai mekanika gelombang atau mekanika kuantum. Dengan teori
ini, kedudukan elektron pada saat tertentu tidak dapat ditentukan
secara pasti, tetapi hanya dapat ditentukan kebolehjadiannya.
Kebolehjadian daerah dalam ruang yang dapat ditempati oleh
sejumlah elektron tertentu disebut orbital.
Masing-masing orbital dalam atom mempunyai energi tertentu,
sedangkan energi suatu elektron dalam atom ditentukan dengan
perhitungan berdasarkan teori mekanika gelombang tersebut.
Hasil penjabaran persamaan Schrödinger untuk atom hidrogen
menunjukkan bahwa energi suatu elektron ditentukan oleh bilangan
kuantum utama (n), bilangan kuantum azimut (ℓ), dan bilangan kuantum
magnetik (mℓ).

10. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
a. Bilangan Kuantum Utama (n)
Bilangan kuantum utama menunjukkan lintasan elektron atau kulit atom.
Harga bilangan kuantum utama (n)
: 1, 2, 3, 4, ….
Sesuai dengan lintasan ke
: 1, 2, 3, 4, ….
Sesuai dengan kulit atom
: K, L, M, N, ....
b. Bilangan Kuantum Azimut (Bilangan Kuantum Sekunder (ℓ ))
Bilangan kuantum ini menunjukkan di subkulit/sublintasan mana elektron
bergerak dan menentukan bentuk orbital.
Banyaknya harga ℓ di setiap harga n adalah 0, 1, ..., n – 1.
Orbital dengan harga ℓ = 0 disebut obrital s (sharp).
Orbital dengan harga ℓ = 1 disebut orbital p (principal).
Orbital dengan harga ℓ = 2 disebut obrital d (diffuse).
Orbital dengan harga ℓ = 3 disebut orbital f (fundamental).

11. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
c. Bilangan Kuantum Magnetik (mℓ)
Bilangan kuantum magnetik menunjukkan kedudukan atau orientasi
orbital.
Harga mℓ yang diizinkan adalah:
mℓ = –ℓ, (–ℓ + 1), ..., –1, 0, 1, ..., (+ℓ – 1), +ℓ
Untuk ℓ = 1 (subkulit p), harga mℓ = –1, 0, dan +1.
Jadi, subkulit p memiliki tiga tingkat energi yang setara atau tiga orbital.
Orbital biasa dituliskan dengan tanda garis (––) atau kotak ( ).
d. Bilangan Kuantum Spin (ms)
Bilangan kuantum spin (ms) memberikan gambaran tentang arah
perputaran elektron pada sumbunya sendiri.
Setiap ml mempunyai harga bilangan kuantum spin (ms) = +½ dan –½ .

12. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
6. Prinsip Pengecualian (Eksklusi) Pauli
Prinsip eksklusi Pauli (larangan Pauli) menyatakan:
“ dalam suatu atom tidak boleh ada dua elektron yang mempunyai
empat bilangan kuantum yang sama”.
Konsekuensi dari prinsip eksklusi Pauli tersebut adalah:
1. Banyaknya elektron maksimum yang dapat menempati suatu orbital
hanya dua elektron dengan spin yang berlawanan.
2. Banyaknya elektron maksimum yang dapat menempati suatu kulit
atom = 2n2, n adalah nomor kulit atom.
Masing-masing elektron dalam suatu atom memiliki keempat bilangan
kuantum n, ℓ , mℓ, dan ms yang khas.

13. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
7. Notasi Penulisan Elektron dalam Suatu Orbital Atom
x
nm
n = nomor kulit atom (bilangan kuantum utama),
mℓ = jenis orbital,
x = jumlah elektron
Contoh:
Orbital s pada kulit ke-2 (kulit L) mengandung 1 elektron maka
dituliskan: 2s1.
Orbital p pada kulit ke-3 (kulit M) mengandung 5 elektron maka
dituliskan: 3p5.
Orbital d pada kulit ke-4 (kulit N) mengandung 9 elektron maka
dituliskan: 4d9.

14. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
8. Energi Orbital
Energi orbital yang paling rendah adalah orbital yang paling dekat
dengan inti atom. Makin jauh dari inti, makin tinggi tingkat energinya.
Jika disingkat, susunan
tingkat energi orbital tersebut
adalah:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p,
5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s,
5f, 6d

15. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
Contoh:
Berilah notasi untuk orbital yang bilangan kuantum dan banyaknya
elektron:
A. n = 4, ℓ = 0, banyaknya elektron 1;
B. n = 3, ℓ = 1, banyaknya elektron 5.
Jawab:
A. Untuk ℓ = 0, orbitalnya s
n = 4 dengan jumlah elektron 1, notasi orbital tersebut: 4s1.
B. Untuk ℓ = 1, orbitalnya p
n = 3 dengan jumlah elektron 5, notasi orbital tersebut: 3p5.

16. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
9. Konfigurasi Elektron dalam Atom
Konfigurasi elektron dalam atom menggambarkan lokasi elektronelektron menurut orbital-orbital yang ditempati.
Konfigurasi elektron mengikuti prinsip Aufbau dan hukum Hund.
Prinsip Aufbau
“Penyusunan elektron atau konfigurasi elektron dimulai dari orbital yang
tingkat energinya paling rendah, kemudian meningkat ke orbital yang
tingkat energinya lebih tinggi. Begitu seterusnya hingga banyaknya
elektron yang ditambahkan sama dengan nomor atomnya”.
Hukum Hund
“Dalam keadaan dasar, elektron-elektron yang menempati orbital
setingkat akan berada pada keadaan spin yang sama.”

17. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
Contoh:
Konfigurasi elektron atom oksigen dengan nomor atom 8 adalah:
•2 elektron menempati orbital 1s,
•2 elektron menempati orbital 2s,
•2 elektron dengan spin berlawanan menempati orbital 2px,
•1 elektron menempati orbital 2py, dan
•1 elektron menempati orbital 2pz dengan arah spin yang sama
dengan elektron pada 2py

18. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
10. Konfigurasi Elektron Ion Positif dan Ion Negatif
Konfigurasi ion positif dan negatif bergantung pada jumlah elektron
yang dimiliki ion-ion tersebut. Sebagai contoh, konfigurasi ion Na+
dan F–. Ion Na+ dapat terbentuk jika atom Na melepaskan satu
elektronnya (pada 3s1), sedangkan ion F– dapat terbentuk jika atom
F menerima satu elektron.
Na
→
1s22s22p63s1
F
1s22s22p5
+
Na+
+
e–
1s22s22p6
e–
→
F–
1s22s22p6
Atom-atom atau ion-ion yang memiliki jumlah elektron yang sama
disebut isoelektronis dan konfigurasi elektronnya sama.

19. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
11. Konfigurasi Elektron Tereksitasi
Konfigurasi elektron tereksitasi adalah konfigurasi elektron pada saat
elektron menempati orbital yang tingkat energinya lebih tinggi.
Misalnya, konfigurasi elektron C dalam keadaan dasar:
↑↓
1s22s22p2 __
1s2
↑↓
__
2s2
↑
__
2px1
↑
__
2py1
__
2pz
Jika satu elektron pada orbital 2s dipindahkan (dipromosikan) ke
orbital 2p (tingkat energi 2p > 2s), terjadi keadaan tereksitasi.
Konfigurasi elektron C tereksitasi:
↑↓
1s22s12p3 __
1s2
↑
__
2s1
↑
__
2px1
↑
__
2py1
↑
__
2pz1

20. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
Contoh:
Berapa banyaknya elektron yang tidak berpasangan untuk atom 15P?
Jawab:
Konfigurasi elektron 15P adalah:
1 s2
2 s2
3 s2
p6
p3
Orbital 1s22s22p6 dan 3s2 telah terisi penuh, masing-masing telah
berpasangan. Orbital 3p3 belum penuh terisi elektron. Menurut Hund,
distribusi elektron 3p3 adalah:
↑
__
2px1
↑
__
2py1
↑
__
2pz1
Dalam atom 15P terdapat 3 elektron yang tidak berpasangan.

21. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
B. Hubungan Konfigurasi Elektron dengan Periode dan
Golongan dalam Tabel Periodik Unsur
1. Periode
Periode adalah lajur mendatar dalam tabel periodik unsur yang
menyatakan bilangan kuantum utama (n) tertinggi yang terisi
elektron.
 Periode ke-1, berisi unsur dengan bilangan kuantum utama
(n) tertinggi = 1 (kulit K).
 Periode ke-2, berisi unsur dengan bilangan kuantum utama
(n) tertinggi = 2 (kulit L). Begitu seterusnya.
Bilangan kuantum utama (n) tertinggi yang terisi elektron juga
dinamakan kulit atom terluar. Dengan demikian, kulit atom terluar
menyatakan nomor periode dalam tabel periodik unsur.

22. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
2. Golongan
Golongan adalah lajur vertikal dalam tabel periodik unsur.
Golongan utama (A) adalah unsur-unsur yang pengisian elektron
pada orbital-orbitalnya sesuai dengan prinsip Aufbau, elektron
terakhir masuk subkulit s atau p.
Nomor golongan ditunjukkan oleh jumlah elektron valensi (jumlah
elektron pada kulit terluar).
Golongan transisi (B) adalah unsur-unsur yang konfigurasi elektron
terluarnya melibatkan orbital d.
Nomor golongan ditunjukkan oleh jumlah elektron valensi pada
orbital: ns2 + (n – 1)d(1–10).

23. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
Contoh 1:
Tentukan periode dan golongan unsur 7N.
Jawab:
7
N, konfigurasi elektronnya: 1s22s22p3
Berdasarkan prinsip Aufbau, elektron terakhir masuk subkulit p,
menunjukkan golongan A.
Elektron valensi 7N = 2s22p3 = 2 + 3 = 5, termasuk golongan VA.
Nomor kulit tertinggi yang terisi elektron adalah 2 sehingga unsur N
terletak pada periode 2.

24. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
Contoh 2:
Tentukan periode dan golongan unsur
26
X.
Jawab:
X, konfigurasi elektronnya: 1s22s22p63s23p64s23d6
26
Nomor kulit tertinggi yang terisi elektron adalah 4 sehingga unsur X
terletak pada periode 4.
Elektron terakhir masuk subkulit d, menunjukkan golongan B.
Nomor golongan = 2 (jumlah elektron pada 4s) + 6 (3d berisi 6 elektron)
= 8 sehingga
26
X termasuk golongan VIIIB.

25. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
Catatan untuk unsur Transisi (golongan B)
 Jika jumlah elektron kulit terluar + elektron orbital d sebelum kulit
terluar = 9 atau 10, berarti termasuk golongan VIIIB, contoh 27Co dan
Ni.
28
 Jika jumlah elektron kulit terluar + elektron orbital d sebelum kulit
terluar lebih besar dari 10 maka dikurangi dengan 10, misalnya 29Cu
golongan IB dan 30Zn golongan IIB.
Cara lain:
Nomor golongan B = (jumlah elektron pada kulit terluar + jumlah
elektron pada kulit sebelum terluar) – 8 atau 18. Jika menyimpang,
termasuk golongan VIIIB (misalnya 17 – 8 = 9 atau 17 – 18 = –1.
Tidak ada golongan IXB atau –IB, berarti unsur tersebut golongan
VIIIB).

26. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
C. Teori Domain Elektron, Teori Hibridisasi, dan
Gaya Antarmolekul
1. Teori Domain Elektron



Suatu molekul terbentuk dari gabungan atom-atom yang
sejenis atau tidak sejenis melalui suatu ikatan.
Pasangan elektron yang digunakan secara bersama disebut
pasangan elektron ikatan (PEI).
Pasangan elektron yang tidak digunakan untuk ikatan disebut
pasangan elektron bebas (PEB).

27. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
Penyusunan elektron menurut teori domain elektron mengikuti
aturan berikut.
1. Pasangan-pasangan elektron ikatan dan pasangan-pasangan
elektron bebas di dalam suatu molekul akan menempati posisi di
sekitar atom pusat. Akibatnya, tolak-menolak antara pasanganpasangan elektron tersebut menjadi sekecil-kecilnya sehingga
pasangan-pasangan elektron akan berada pada posisi yang terjauh.
2. Kedudukan pasangan elektron yang terikat menentukan arah ikatan
kovalen sehingga menentukan bentuk molekul.
3. Pasangan-pasangan elektron bebas mengalami gaya tolak lebih
besar daripada pasangan-pasangan elektron ikatan. Akibatnya,
pasangan-pasangan elektron bebas akan mendorong pasanganpasangan elektron ikatan lebih dekat satu sama lain. Pasangan
elektron bebas akan menempati ruangan yang lebih luas.

28. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
Bentuk molekul ditentukan oleh banyaknya pasangan elektron ikatan
(PEI) dan pasangan elektron bebas (PEB)
Contoh
Senyawa
Bentuk Geometri Molekul Jumlah PEI
Jumlah PEB
CH4
Tetrahedaral
4
0
BF3
Segitiga datar
(trigonal planar)
3
0
NH3
Segitiga piramida
(trigonal piramida)
3
1
H2O
Membentuk
suatu sudut
2
2

29. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
Langkah-langkah dalam meramalkan bentuk molekul
berdasarkan teori domain elektron (VSEPR: Valence Shell
Electron Pair Repulsion) adalah sebagai berikut.
1. Menentukan elektron valensi masing-masing atom.
2. Menjumlahkan elektron-elektron valensi atom pusat dengan
elektron-elektron valensi atom lain yang digunakan untuk ikatan.
3. Menentukan banyaknya pasangan elektron, yaitu jumlah elektron
valensi yang telah ditentukan pada langkah ke-2 dibagi 2.
4. Menentukan banyaknya pasangan elektron ikatan dan pasangan
elektron bebas.
5. Meramalkan bentuk molekul yang terjadi

30. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
Contoh:
Jika diketahui nomor atom, P = 15 dan Cl= 17, ramalkan bentuk molekul PCl3.
Jawab:
(1) 15P, susunan elektronnya : 2–8–5 (elektron valensi P sebagai atom pusat = 5)
17
Cl, susunan elektronnya : 2–8–7 (elektron valensi Cl = 7)
elektron valensi P = 5
banyaknya elektron 3 atom Cl yang digunakan untuk ikatan = 3
(2)
Jumlah elektron di sekitar atom pusat =
8
(3)banyaknya pasangan elektron (PE) = 8/2 = 4
(4)banyaknya PEI = 3 (3 atom Cl dengan 1 atom P)
banyaknya PEB = PE – PEI = 4 – 3 = 1
(5) bentuk geometri yang terjadi akibat PEI = 3
dengan PEB = 1 adalah trigonal piramida.

31. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
2. Teori Hibridisasi
Hibridisasi adalah peristiwa pembauran/blasteran/pembastaran orbital-orbital
sehingga menghasilkan orbital baru yang disebut orbital hibrida. Bentuk
orbital hibrida hasil hibridisasi orbital bergantung pada jenis dan banyaknya
orbital yang mengalami hibridisasi.
Hibrida
Bentuk Hibrida
Contoh
sp
Lurus (Linear)
Be2, CdBr2, HgCl2
sp2
Segitiga datar
(Trigonal planar)
BF3, GaI3, B(CH3)3, SO3
sp3
Tetrahedral
CH4, SiH4, CCl4, GeH4, TiCl4,
SiF4
dsp2
Persegi
(segi empat datar)
XeF4, ICl4–
sp3d
Trigonal bipiramida
PCl5, MoCl5, TaCl5, AsCl5,
SF4, BrF3
d2sp3 atau
sp3d2
Oktahedral
SF6, ClF5, PF6–

32. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7

33. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7

34. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7

35. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7

36. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7

37. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7

38. Bab 1
Bab 2
Bab 3
Bab 4
Bab 5
Bab 6
Bab 7
3. Gaya Antarmolekul
a. Gaya van der Waals
Gaya yang terdapat antara molekul-molekul suatu kristal kovalen.
1) Gaya Dipol-Dipol: merupakan interaksi elektrostatik antara
molekul-molekul polar (dwikutub). Gaya dipol-dipol ini jauh
lebih kecil daripada ikatan ionik maupun ikatan kovalen.
2) Gaya London (gaya dispersi): gaya tarik antaratom yang
disebabkan oleh adanya dipol sementara dalam atom.
b. Ikatan Hidrogen
ikatan yang terjadi antara atom-atom hidrogen dengan atom-atom
yang harga elektronegativitasnya besar (N, O, dan F) dengan
gaya elektrostatik.