Downloaded 100 times
More Related Content
Similar to Ikatan kimia dan struktur molekul
![Modul Ajar KBC SKI Kelas 6 MI [MODULKELAS.COM]](https://cdn.slidesharecdn.com/ss_thumbnails/modulajarkbcskikelas6mimodulkelas-260207160743-753abfd0-thumbnail.jpg?width=640&height=640&fit=bounds)
Ikatan kimia dan struktur molekul
- 1. Ikatan Kimia danStruktur Molekul By LB & DW_Kimia ITB
- 2. Konfigurasi Gas Mulia Gas mulia memiliki kestabilan kimia dan ditemukan sebagai molekul monoatomik. Kecuali helium, konfigurasi elektron gas mulia sama, yaitu terdapat 8 elektron pada kulit terluar (elektron valensi dan sangat stabil. Valensi By LB & DW_Kimia ITB
- 3. Aturan Oktet Atombersifat paling stabil apabila pada kulit terluarnya terisi atau kosong oleh elektron. Kecuali untuk H dan He, kulit terluar yang terisi oleh 8 elektron disebut memunuhi kaidah Oktet. Atom-atom akan mengalami: Menerima atau melepaskan (senyawa ion) Pemakaian bersama (senyawa kovalen) elektron agar memenuhi kaidah oktet, yaitu kulit terluarnya terisi penuh atau kosong untuk mencapai kestabilan. By LB & DW_Kimia ITB
- 4. Ikatan Ion Ikatanion terbentuk akibat adanya gaya tarik elektrostatik antara ion-ion bermuatan positif dengan yang bermuatan negatif. Ikatan ion biasanya terbentuk antara logam reaktif dengan unsur non logam. By LB & DW_Kimia ITB
- 5. Senyawa Ion Tidakberada sebagai molekul tersendiri Cenderung membentuk kristal Ion-ion bersentuhan dengan ion lainnya dalam struktur kristalnya. Rumus molekulnya merupakan jumlah rata-rata ion-ion penyusunnya dalam struktur kristalnya. Contoh: NaCl (natrium klorida, garam dapur) By LB & DW_Kimia ITB
- 6. Logam-logam Bermuatan Banyak Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +1 Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +2 Semua unsur memiliki bilangan oksidasi +3. Tl juga memiliki bilangan oksidasi +1. By LB & DW_Kimia ITB
- 7. Logam-logam Bermuatan Banyak Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan oksidasi +2 dan +4 Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan oksidasi +3 dan +5 Semua Logam dan semilogam memiliki bilangan oksidasi +4 dan +6, kecuali Po hanya memiliki bilangan oksidasi +2. By LB & DW_Kimia ITB
- 8. Mengapa Hal iniTerjadi? Adanya perbedaan energi antara subtingkat energi p dan s, dimana energi suborbital p lebih besar. Logam memiliki kemampuan untuk melepaskan elektron pada suborbital p atau semua elektron pada kulit terluarnya. Kesimpulan: adanya perbedaan subtingkat energi dan kemampuan melepaskan elektron menyebabkan terbentuknya dua kemungkinan bilangan oksidasi pada banyak unsur. By LB & DW_Kimia ITB
- 9. Logam Transisi Ingat,unsur-unsur logam transisi memiliki elektron yang mengisi kulit bagian dalam sehingga hampir semua memiliki konfigurasi elektron ns2. Muatan ion logam transisi yang perlu diingat: Semua Group IIIB: 3+ Ni, Zn, Cd: 2+ Ag: 1+ Lantanida dan Aktinida: 3+ Unsur lainnya mampu membentuk dua atau lebih kation. By LB & DW_Kimia ITB
- 10. Mengapa Sebagian BesarLogam Transisi membentuk dua atau lebih kation? Ketika logam memiliki elektron pada suborbital d, maka elektron-elektron ini potensial untuk dilepaskan dalam membentuk kation logam. Contoh: Fe melepaskan dua elektron 4s membentuk Fe2+ dan dapat melepaskan dua elektron 4s dan satu elektron 3d membentuk Fe3+. Cu melepaskan satu elektron 4s membentuk Cu+ dan melepaskan satu elektron 4s dan satu elektron 3d membentuk Cu2+ By LB & DW_Kimia ITB
- 11. Energi Pembentukan IkatanIon Lingkar Born-Haber Merupakan aplikasi Hukum Hess yang menunjukkan semua tahap yang terlibat dalam pembentukan suatu senyawa Lingkar Born-Haber digunakan untuk menghitung energi kisi yang sulit diukur secara percobaan. Energi Kisi Adalah energi yang dibutuhkan untuk memisahkan ion-ion dari suatu padatan ion sampai pada jarak yang tak terhingga. By LB & DW_Kimia ITB
- 12. Energi Pembentukan IkatanIon Contoh: Pembentukan Natrium Klorida Tahap-tahap: Penguapan Natrium Dekomposisi molekul klor Ionisasi Natrium Penambahan elektron pada klor Pembentukan padatan NaCl By LB & DW_Kimia ITB
- 13. Energi Pembentukan IkatanIon By LB & DW_Kimia ITB
- 14. Energi Kisi Semakintinggi energi kisi, semakin kuat gaya tarik antara ion-ion. Energi Kisi Senyawa By LB & DW_Kimia ITB
- 15. Struktur Lewis Ditemukanoleh G.N. Lewis, untuk membantu menyusun elektron-elektron di sekitar atom, ion dan molekul. Struktur Lewis terutama digunakan untuk menggambarkan senyawa dari unsur-unsur blok-s dan blok-p. Aturan Umum: Gambarkan lambang atom Setiap kotak pada gambar di samping dapat terisi maksimal dua elektron Hitung jumlah elektron valensi atom Isilah kotak-kotak di sekeliling lambang atom – jangan membuat pasangan-pasangan elektron dulu kecuali diperlukan. By LB & DW_Kimia ITB
- 16. Struktur Lewis Contoh:Struktur Lewis untuk Oksigen: Struktur Lewis untuk unsur-unsur periode kedua: By LB & DW_Kimia ITB
- 17. Struktur Lewis danPembentukan NaCl Elektron dari Na bergerak menuju Cl, sehingga keduanya memenuhi aturan oktet: Na menjadi Na+ - suatu kation Cl menjadi Cl- - suatu anion Muatan + dan – saling tarik menarik membentuk ikatan ion By LB & DW_Kimia ITB
- 18. Ikatan Kovalen danTipe Elektron Pasangan elektron Ikatan: Dua elektron yang dipakai bersama oleh dua atom membentuk Ikatan Kovalen. Pasangan elektron bebas: Pasangan elektron yang tidak dipakai bersama oleh dua atom disebut elektron non ikatan. By LB & DW_Kimia ITB Pasangan elektron bebas Pasangan elektron ikatan
- 19. Ikatan Kovalen Nonpolardan polar Ketika dua atom saling memakai pasangan elektron ikatan sama banyak Ikatan kovalen terbentuk ketika pasangan elektron yand dibagi tidak sama banyak By LB & DW_Kimia ITB
- 20. Molekul Polar Elektrondalam suatu ikatan kovalen jarang yang sama banyak. Pemakaian bersama elektron yang tidak sama menghasilkan ikatan polar • Sedikit bermuatan positif • Keelektronegatifan lebih kecil • Sedikit bermuatan negatif • Keelektronegatifan lebih besar By LB & DW_Kimia ITB
- 21. Keelektronegatifan Kemampuan suatuatom untuk terikat pada atom lain atau untuk menarik elektron pada dirinya. • Berhubungan dengan energi ionisasi dan afinitas elektron •Tidak dapat diukur secara langsung •Nilainya tidak memiliki satuan karena bersifat relatif terhadap satu sama lain •Nilainya bervariasi untuk tiap senyawa tapi tetap berguna untuk dipakai meramalkan sifat secara kualitatif By LB & DW_Kimia ITB
- 22. Keelektronegatifan Keelektronegatifan merupakansifat periodik By LB & DW_Kimia ITB
- 23. Keelektronegatifan Kemampuan relatifsuatu unsur untuk menarik elektron dari atom lain. Semakin besar perbedaan keelektronegatifan antara dua atom yang berkatan, semakin polar ikatannya. Jika perbedaan keelektronegatifan cukup besar, elektron ditransfer dari atom yang kurang elektronegatif kepada atom yang lebih elektronegatif – Ikatan Ion Jika perbedaan keelektronegatifan tidak besar, maka ikatannya menjadi nonpolar. By LB & DW_Kimia ITB
- 24. Keelektronegatifan Tentukan perbedaankeelektronegatifan antara atom-atom terikat dalam senyawa berikut. Jawab: By LB & DW_Kimia ITB
- 25. Contoh menggambar StrukturLewis Contoh: CO2 Tahap 1: gambarkan setiap struktur yang mungkin. Gambar garis mewakili sepasang elektron ikatan. Tahap 2: Tentukan jumlah total elektron valensi CO2 1 karbon x 4 elektron = 4 2 oksigen x 6 elektron = 12 Total elektron = 16 Tahap 3: cobalah untuk memenuhi aturan oktet untuk tiap atom, buatlah ikatan rangkap bila perlu. By LB & DW_Kimia ITB
- 26. Contoh menggambar StrukturLewis Susunan ini membutuhkan terlalu banyak elektron Bagaimana dengan membuat ikatan rangkap? Ternyata bisa! Adalah ikatan rangkap yang sama dengan 4 elektron By LB & DW_Kimia ITB
- 27. Ikatan Rangkap Bagaimanacara mengetahui bahwa ikatan rangkap benar-benar ada? Caranya dengan melihat perbedaan energi ikatan dan panjang ikatannya! By LB & DW_Kimia ITB Tipe ikatan Orde ikatan Panjang pm Energi ikatan Kj/mol
- 28. Muatan Formal Tujuan:untuk menunjukkan distribusi kerapatan elektron rata-rata dalam suatu molekul atau ion poliatom. Tandai tiap atom setengah jumlah elektron yang digunakan untuk berikatan. Tandai pula tiap atom semua elektron bebas yang dimilikya. Kurangi jumlah elektron pada tiap atom dengan jumlah elektron valensi setiap atom tunggal dalam unsurnya. By LB & DW_Kimia ITB Contoh: CO2 Untuk tiap atom oksigen: 4 elektron dari pasangan elektron bebas 2 elektron dari ikatan Total: 6 elektron Muatan formal: 6 - 6 = 0 Untuk atom karbon: 4 elektron dari ikatan Total: 4 elektron Muatan formal: 4 – 4 = 0
- 29. Muatan Formal ByLB & DW_Kimia ITB Contoh lain: CO Untuk Oksigen: 2 elektron dari pasangan elektron bebas 3 elektron dari pasangan elektron ikatan Total: 5 elektron Muatan formal: 6 – 5 = +1 Untuk Karbon: 2 elektron dari pasangan elektron bebas 3 elektron dari pasangan elektron ikatan Total = 5 elektron Muatan formal = 4 – 5 = -1
- 30. Struktur Resonansi Seringkaliditemukan dua atau lebih struktur Lewis untuk suatu molekul: Masing-masing memenuhi aturan oktet Memiliki jumlah ikatan yang sama Memiliki tipe ikatan yang sama. Contoh: molekul SO2, mana yang benar? Keduanya benar dan merupakan struktur resonansi dari SO2 yang masing-masing memiliki ikatan rata-rata 1,5 antara atom S dan O. By LB & DW_Kimia ITB
- 31. Struktur Resonansi Contohmolekul yang juga memiliki struktur resonansi: Benzen, C6H6. Semua ikatan pada benzen sama panjang. By LB & DW_Kimia ITB
- 32. Penyimpangan Aturan Oktet Tidak semua senyawa sesuai aturan oktet Terdapat tiga pengecualian yang menyimpang: Spesi yang memiliki lebih dari 8 elektron di sekitar satu atom, yaitu untuk unsur-unsur pada periode ketiga atau lebih, karena orbital d ikut terlibat dalam membentuk ikatan. Contoh: 5 pasang elektron di sekitar P dalam PF5, 5 pasang elektron di sekitar S dalam SF4, 6 pasang elektron di sekitar S dalam SF6. Spesi yang memiliki elektron lebih sedikit daripada 8 elektron di sekitar satu atom. Berilium dan Boron akan membentuk senyawa yang memiliki jumlah elektron kurang dari 8 di sekitar mereka. Spesi dengan jumlah elektron total ganjil. By LB & DW_Kimia ITB
- 33. Spesi yang memilikilebih dari 8 elektron di sekitar satu atom By LB & DW_Kimia ITB Contoh: SO4 2- 1. Tuliskan susunan atom-atom yang mungkin 2. Hitung jumlah total elektron: 6 atom dari S, 4 x 6 dari O dan 2 dari muatan. Total = 32 3. Susun elektron di sekitar atom-atom pada SO4 2-.
- 34. Spesi yang memilikikurang dari 8 elektron di sekitar satu atom Spesi Miskin Elektron: spesi selain hidrogen dan helium yang memiliki kurang dari elektron valinsi 8. Biasanya spesi seperti ini merupakan spesi yang sangat reaktif. By LB & DW_Kimia ITB
- 35. Spesi dengan jumlahelektron total ganjil Terdapat sedikit spesi yang memiliki total jumlah elektron valensinya ganjil, artinya terdapat satu elektron tak berpasangan yang sangat reaktif. Radikal adalah spesi yang memiliki satu atau lebih elektron yang tak berpasangan. Spesi ini berperan penting dalam proses penuaan dan penyebaran kanker. Contoh: Nitrogen monoksida, NO. Senyawa ini dikenal juga sebagai asam nitrit, memiliki total elektron valensi 11: 6 dari oksigen, 5 dari nitrogen. Struktur Lewis NO: By LB & DW_Kimia ITB
- 36. Bentuk Molekul danIon Poliatom Molekul dan ion poliatom tidak semuanya merupakan struktur yang datar. Terdapat banyak molekul dan ion poliatom memiliki struktur 3 dimensi yang mempengaruhi sifat-sifat fisika dan kimianya. Beberapa model digunakan untuk membantu meramalkan dan menggambarkan bentuk geometri molekul. Salah satu model moelkul adalah VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) atau teori tolakan pasangan elektron valensi. By LB & DW_Kimia ITB
- 37. Model VSEPR Menurutmodel VSEPR, untuk unsur-unsur golongan utama, pasangan elektron harus pada posisi sejauh mungkin dari pasangan elektron lain. Hal ini terjadi dalam ruang 3 dimensi. Elektron ikatan dan pasangan elektron bebas akan menempati ruang dengan pasangan elektron memakan ruang lebih banyak. Geometri molekul berdasarkan jumlah total pasangan elektron atau total bilangan koordinasi. By LB & DW_Kimia ITB
- 38. Bentuk Molekul VSEPR By LB & DW_Kimia ITB
- 39. Geometri Molekul Molekulmemiliki bentuk spesifik: Ditentukan oleh jumlah pasangan elektron di sekitar atom pusat Semua pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas dihitung Ikatan rangkap diperlakukan sama dengan ikatan tunggal untuk bentuk geometri. Geometri molekul mempengaruhi kepolaran dan kelarutan dalam pelarut tertentu. By LB & DW_Kimia ITB
- 40. Beberapa Bentuk Geometri By LB & DW_Kimia ITB Bentuk Pasangan e- di sekitar atom pusat Contoh
- 41. Linier, CO2 Bengkok,H2O By LB & DW_Kimia ITB Tetrahedral, CH4 Trigonal planar, BCl3 Piramid, NH3
- 42. Geometri Molekul BerbasisTetrahedral Bengkok Bengkok dan pyramidal adalah tetrahedral juga, tapi beberapa pasangan elektron tidak terikat By LB & DW_Kimia ITB
- 43. Geometri Molekul Bentukgeometri lainnya: Lima ikatan atau pasangan elektron bebas: Trigonal bipiramida Seesaw Bentuk-T Linier Enam ikatan atau pasangan elektron bebas: Oktahedral Segiempat piramida Segiempat planar By LB & DW_Kimia ITB
- 44. Bentuk VSEPR ByLB & DW_Kimia ITB
- 45. Oktahedral Segiempat planar Trigonal bipiramida By LB & DW_Kimia ITB
- 46. Geometri Molekul Jikamolekul makin besar, aturan geometri molekul masih tetap berlaku By LB & DW_Kimia ITB Etana
- 47. Geometri Molekul Polar Untuk molekul bersifat polar, syaratnya: Ikatannya polar Geometri molekul sesuai dan mendukung kepolarannya By LB & DW_Kimia ITB
- 48. Molekul Polar danNonpolar Kepolaran merupakan sifat penting suatu molekul Mempengaruhi sifat fisik seperti titik leleh, titik didih dan kelarutan Sifat kimia bergantung pada kepolaran Momen Dipol, m, merupakan ukuran kuantitas kepolaran molekul Sifat ini dapat diukur dengan menempatkan molekul dalam suatu medan listrik. Molekul polar akan tersusun sesuaiarus listrik, ketika medan dinyalakan, molekul nonpolar tidak. By LB & DW_Kimia ITB
- 49. Molekul Polar danNonpolar Kebanyakan ikatan yang terbentuk antara atom-atom dari unsur berbeda dalam molekul adalah polar, tapi tidak berarti molekul itu menjadi bersifat polar Keelektronegatifan: Oksigen = 3,5 Karbon = 2,5 Perbedaan = 1,0 (ikatan polar) Perbedaan keelektronegatifan menunjukkan bahwa ikatan C-O menjadi polar dengan elektron-elektronnya lebih tertarik ke arah oksigen. Namun karena geometrinya, gaya tarik ini sama besar ke arah yang berlawanan, sehingga molekul CO2 bersifat nonpolar. By LB & DW_Kimia ITB
- 50. Molekul Polar danNonpolar Agar molekul menjadi polar, pengaruh kepolaran ikatan tidak boleh saling meniadakan. Salah satu caranya adalah mendapatkan geometri yang tidak simetri, contohnya molekul air. Perbedaan Keelektronegatifan = 1,3 Dalam molekul air, pengaruh ikatan polar tidak saling meiadakan, sehingga molekulnya bersifat polar. By LB & DW_Kimia ITB
- 51. Molekul Polar danNonpolar Molekul disebut nonpolar jika atom pusatnya tersubstitusi secara simetris oleh atom-atom sejenis. Contoh: CO2, CH4, CCl4. Molekul dikatakan polar apabila geometrinya tidak simetris. Contoh: H2O, NH3, CH2Cl2. Derajat kepolaran adalah fungsi dari jumlah dan tipe ikatan polar dan geometri. By LB & DW_Kimia ITB
- 52. Teori Ikatan Duametode yang digunakan untuk mengambarkan ikatan antar atom-atom: Metode Ikatan Valensi Ikatan diasumsikan dibentuk dari saling tumpangsuh antara orbital-orbital atom. Metode Orbital Molekul Ketika atom-atom membentuk senyawa, orbital-orbitalnya saling bergabung membentuk orbital baru yaitu orbital molekul. By LB & DW_Kimia ITB
- 53. Metode IkatanValensi Berdasarkanmodel ini, ikatan H-H terbentuk sebagai hasil overlap antara orbital 1dari tiap atom. s Orbital hibrid diperlukan untuk geometri molekul. Contoh: Karbon, konfigurasi elektron terluar: 2s2 2p1 2p1. x y Karbon membentuk empat ikatan yang sama. Dari konfigurasi terlihat hanya ada 2 ikatan yang mungkin terbentuk dan tidak akan membentuk tetrahedral, namun ternyata bisa. Hal ini terjadi karena kedua orbital semula mengalami penggabungan pada tingkat energi yang sama - Hibridisasi By LB & DW_Kimia ITB Molekul H2 Hibridisasi orbital 2s dan 2p pada Karbon
- 54. Hibridisasi Pada karbonyang memiliki 4 ikatan tunggal, semua orbitalnya memiliki hibrid: 25% karakter s dan 75% karakter p By LB & DW_Kimia ITB
- 55. Etana, CH3CH3 Ikatana – terbentuk dari overlap pada ujung. Molekul dapat berotasi pasa ikatan tunggalnya By LB & DW_Kimia ITB
- 56. Etana, CH3CH3 Rotasipada ikatan tunggal Rotasi pada ikatan tunggal By LB & DW_Kimia ITB
- 57. Orbital Hibrid sp2 Untuk ikatan ganda, tipe orbitalnya memiliki orbital hibrid sp2 yang dihasilkan dari penggabungan satu orbital s dan 2 orbital p. Satu orbital p tidak bergabung. Tak terhibridisasi Terhibridisasi By LB & DW_Kimia ITB
- 58. Orbital Hibrid sp2 Orbital p yang tak terhibridisasi dapat melakukan overlap, menghasilkan pembentukan ikatan yang kedua – ikatan p. ikatan p adalah overlap tepi yang terjadi pada bagian permukaan atas dan bawah suatu molekul. Ikatan ini tak memungkinkan molekul untuk berotasi pada ikatan By LB & DW_Kimia ITB
- 59. Etena Ikatan dalamEtena By LB & DW_Kimia ITB
- 60. Ikatan dalam Etena By LB & DW_Kimia ITB
- 61. Orbital Hibrid sp Ikatan rangkap tiga orbitalnya memiliki orbital hibrid sp yang dihasilkan dari penggabungan satu orbital s dan 1 orbital p. dua orbital p tidak bergabung. Tak terhibridisasi Terhibridisasi By LB & DW_Kimia ITB
- 62. Orbital Hibrid sp Sekarang terdapat dua orbital p yang mampu membentuk ikatan p By LB & DW_Kimia ITB
- 63. Etuna Ikatan dalamEtuna By LB & DW_Kimia ITB
- 64. Ikatan dalam Etuna By LB & DW_Kimia ITB
- 65. Orbital Hibrid Lainnya Orbital d dapat ikut terlibat dalam pembentukan orbital hibrid Hibrid Bentuk Linier Trigonal Planar Tetrahedral Trigonal bipiramida Oktahedral By LB & DW_Kimia ITB
- 66. Metode Orbital Molekul Ketika orbital-orbital atom bergabung membentuk orbital molekul, jumlah orbital molekul yang terbentuk harus sama dengan jumlah orbital atom yang bergabung. Contoh: H2 . Dua orbital 1s akan bergabung membentuk dua orbital molekul. Energi total dari orbital baru sama dengan energi kedua orbital 1s semula, namun dapat terpisah pada tingkat energi berbeda. Berikut bentuk orbital molekul H2. Bentuk Orbital By LB & DW_Kimia ITB
- 67. Orbital Molekul Ketikadua orbital atom bergabung, terdapat 5 tipe orbital molekul yang dihasilkan: Orbital Ikatan - s atau p: Energinya lebih rendah daripada orbital atom dan kerapatan elektron saling overlap. Orbital Antiikatan - s* atau p*: Eberginya lebih tinggi daripada orbital atom dan kerapatan elektron tidak terjadi overlap Orbital nonikatan – n: Pasangan elektron tak terlibat dalam ikatan. By LB & DW_Kimia ITB
- 68. Molekul Diatom Homonuklir Molekul-molekul ini adalam molekul diatom sederhan yang terdiri atas atom-atom unsur yang sama. Diagram energi untuk tipe molekul ini sama dengan molekul H2 Contoh: molekul He2. Pada gambar berikut, diagram energi He2 terlihat orbital ikatan dan antiikatan akan terisi. Hasilnya molekul ini lebih tidak stabil daripada atom He, sehingga ikatan tak akan terbentuk. By LB & DW_Kimia ITB
- 69. Orbital Ikatan Molekul Agar suatu molekul stabil, harus terdapat lebih banyak elektron pada orbital ikatan daripada orbital antiikatan. Ikatan yang terbentuk akan memiliki energi lebih rendah sehingga lebih stabil. Orbital ikatan dan antiikatan untuk ikatan s dan p harus dipertimbangkan. Perhatikan diagram orbital molekul untuk O2. Setiap atom O memiliki 8 elektron, sehingga total elektron dalam O2 adalah 16. Jumlah elektron dalam orbital ikatan lebih banyak daripada orbital antiikatan, sehingga terbentuk ikatan stabil. By LB & DW_Kimia ITB
- 70. Molekul Diatom Heteronuklir Diagram orbital molekul menjadi lebih kompleks untuk ikatan antara dua tom tak sama. Tingkat energi atom tidak sama dan terdapat perbedaan jumlah elektron. Contoh: molekul NO. By LB & DW_Kimia ITB
- 71. Delokalisasi Elektron DiagramMO untuk spesi poliatom sering disederhanakan dengan asumsi bahwa semua orbital s dan p terlokalisasi, saling berbagi diantara dua atom tertentu. Struktur resonansi membutuhkan elektron dalam beberapa orbital p mengalami delokalisasi. Delokalisasi: pergerakan bebas di sekitar tiga atau lebih atom. Contoh: Benzen, C6H6, semua panjang ikatan dalam benzen sama dengan orde ikatan 1,5. By LB & DW_Kimia ITB