Bab 2 BENTUK MOLEKUL

TEORI DOMAIN ELEKTRON

Suatu area dalam molekul yang ditempati elektron disebut sebagai domain elektron . Domain elektron meliputi pasangan elektron ikatan (PEI) dan pasangan elektron bebas (PEB) dan elektron tuggal ayng dalam banyak kasus merupakan elektron bebas.

Unsur-unsur yang saling berikatan memiliki bentuk molekul berbeda-beda tergantung jumlah pasangan elektron yang terlibat. Bentuk molekul dipengaruhi oleh susunan ruang pasangan elektron ikatan (PEI) dan pasangan elektron bebas (PEB) pada atom pusat suatu molekul.

INGAT : PEI dan PEB ditentukan dari atom pusat.

Teori domain elektron menyatakan bahwa pasangan elektron ikatan dan pasangan elektron bebas saling tolak-menolak sehingga tiap-tiap pasangan elektron cenderung berjauhan satu sama lain untuk meminimalkan gaya tolakan tersebut. Teori ini disebut juga teori VSEPR (Valence Shell  Electron Pair Repulsion) yang dikembangkan oleh R.J Gilespie (Kanada,1957)

INGAT : Domain elektron yang berupa pasangan elektron ikatan (PEI) baik ikatan tunggal, rangkap dua maupaun rangkap tiga dianggap 1 (satu) domain.  

BENTUK MOLEKUL  

Bentuk molekul senyawa kovalen ditentukan oleh susunan ruang pasangan elektron di sekitar atom pusat. Untuk bisa menentukan domain elektron maka dipergunakan Struktur Lewis. Karena dengan struktur Lewis dapat diketahui PEI dan PEB. Berdasarkan teori domain elektron ada 5 macam bentuk dasar molekul kovalen, yaitu :

1. Linear

Bentuk melekul ini disusun oleh tiga atom yang berikatan dalam satu garis lurus dan sebuah atom yang menjadi atom pusatnya. Terdapat 2 domain dengan sudut ikatan 180

2. Segitiga Datar

Bentuk melekul ini segitiga sama sisi yang disusun oleh 4 buah atom. 1 buah atom pusat yang berikatan dengna 3 atom lainnya dengan sudut ikatan 120^o

3. Tetrahedral

Bentuk melekul ini seperti piramida yang tersusun oleh 5 atom dengan 1 buah atom bertindak sebagai atom pusat yang berikatan dengan 4 elektron ikatan dengan sudut ikatan 109,5^o

4. Trigonal Bipiramidal

Bentuk melekul ini seperti dua piramida yang bergabung menjadi satu dimana atom pusat dikelilingi oleh 5 atom lainnya dengan sudut 90^o dan 120^o

5. Oktahedral

Bentuk melekul ini terdiri atas delapan bidang yang merupakan segitiga sama sisi dimana atom pusat akan dikelilingi oleh 6 atom lainnya dengan dusut ikatan 90^o

Kelima bentuk dasar molekul kovalen hanya menggambarkan geometri domain elektron yang mengandung PEI, namun dalam teori VSEPR gaya tolakan yang dihasilkan oleh pasangan elektron bebas berpengaruh terhadap bentuk molekul. Bentuk molekul diberi notasi khusus untuk menunjukkan jumlah PEI dan PEB, yaitu :

AX_nE_n

Dimana A = atom pusat, X = PEI, E = PEB, n = jumlah masing-masing PEI/PEB

INGAT : untuk menggambarkan struktur Lewis suatu molekul, hitung elektron valensi unsur-unsur penyusunnya.

Cara menentukan domain elektron :

1. Buat konfigurasi elektron masing-masing unsur dari Nomor Atomnya
2. Ketahui elektron valensi masing-masing unsur dari konfigurasinya
3. Buat struktur Lewisnya
4. Tentukan domainelektron (PEI dan PEB) pada atom pusat
5. Buat notasi VSEPR

Untuk meramal bentuk ion poliatomik, harus menggunakan rumus berikut :

1. Hitung jumlah pasangan elektron pada semua atom

Pasangan elektron = Jlh. Elektron valensi  ± muatan ion / 2

2. Hitung jumlah pasangan elektron ikatan (PEI) pada atom pusat

PEI = Jumlah atom – 1

3. Hitung jumlah pasangan elektron yang berada di sekitar atom pusat

Pasangan pusat = pasangan elektron – (3 x jlh.atom ujung, kecuali H)

4. Hitung jumlah pasangan elektron bebas

PEB = pasangan pusat – PEI

INGAT : Dalam menghitung jumlah pasangan pusat, atom H tidak diperhitungkan karena atom H hanya memiliki sebuah elektron dan tidak memiliki PEB

IKATAN HIDROGEN DAN IKATAN VAN DER WAALS

 Gaya antarmolekul adalah gaya elektromagnetik yang terjadi antara molekul atau antara bagian yang terpisah jauh dari suatu makromolekul. Gaya-gaya ini dapat berupa kohesi antara molekul serupa, seperti contohnya pada tegangan permukaan, atau adhesi antara molekul tak serupa, contohnya pada kapilaritas. Gaya-gaya ini, dimulai dari yang paling kuat, terdiri dari: interaksi ionik, ikatan hidrogen, interaksi dwikutub (dipole), dan gaya Van der Waals.

a. Ikatan Hidrogen

Dalam kimia, ikatan hidrogen adalah sejenis gaya tarik antarmolekul yang terjadi antara dua muatan listrik parsial dengan polaritas yang berlawanan. Walaupun lebih kuat dari kebanyakan gaya antarmolekul, ikatan hidrogen jauh lebih lemah dari ikatan kovalen dan ikatan ion. Dalam makromolekul seperti protein dan asam nukleat, ikatan ini dapat terjadi antara dua bagian dari molekul yang sama. dan berperan sebagai penentu bentuk molekul keseluruhan yang penting. Ikatan hidrogen terjadi ketika sebuah molekul memiliki atom N, O, atau F yang mempunyai pasangan elektron bebas (lone pair electron). Hidrogen dari molekul lain akan berinteraksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi mulai dari yang lemah (1-2 kJ mol^-1) hingga tinggi (>155 kJ mol^-1). Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh perbedaan elektronegativitas antara atom-atom dalam molekul tersebut. Semakin besar perbedaannya, semakin besar ikatan hidrogen yang terbentuk. Ikatan hidrogen mempengaruhi titik didih suatu senyawa. Semakin besar ikatan hidrogennya, semakin tinggi titik didihnya. Namun, khusus pada air (H₂O), terjadi dua ikatan hidrogen pada tiap molekulnya. Akibatnya jumlah total ikatan hidrogennya lebih besar daripada asam florida (HF) yang seharusnya memiliki ikatan hidrogen terbesar (karena paling tinggi perbedaan elektronegativitasnya) sehingga titik didih air lebih tinggi daripada asam florida.

Silakan “Klik” kata dibawah ini untuk Link,…
“Kuat”	Ikatan kovalen & Antiikat Ikatan sigma: 3c-2e · Ikatan pisang · 3c-4e (Ikatan hidrogen, Ikatan dihidrogen, Interaksi agostik) · 4c-2e Ikatan pi: Pengikatan balik π · Konjugasi · Hiperkonjugasi · Aromatisitas · Aromatisitas logam Ikatan delta: Ikatan rangkap empat · Ikatan rangkap lima · Ikatan rangkap enam Ikatan dipolar · Haptisitas Ikatan ion Interaksi kation-pi · Jembatan garam Ikatan logam Aromatisitas logam
“Lemah”	Ikatan hidrogen Ikatan dihidrogen · Kompleks dihidrogen · Ikatan hidrogen sawar rendah · Ikatan hidrogen simetris · Hidrofil Nonkovalen lain Gaya van der Waals · Ikatan mekanis · Ikatan halogen · Aurofilisitas · Interkalasi · Penumpukan · Gaya entropik · Polaritas kimia
lainnya	Ikatan disulfida · Ikatan peptida · Ikatan fosfodiester

b. Ikatan Van der Waals

Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada salah satu jenis gaya antara molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol. Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London). Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda Johannes van der Waals, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Potensial Lennard-Jones sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya van der Waals sebagai fungsi dari waktu. Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan.

Silakan di “Klik” langsung tulisan dibawah ini, untuk Link,…ke wikipedia…
“Kuat”	Ikatan kovalen & Antiikat Ikatan sigma: 3c-2e · Ikatan pisang · 3c-4e (Ikatan hidrogen, Ikatan dihidrogen, Interaksi agostik) · 4c-2e Ikatan pi: Pengikatan balik π · Konjugasi · Hiperkonjugasi · Aromatisitas · Aromatisitas logam Ikatan delta: Ikatan rangkap empat · Ikatan rangkap lima · Ikatan rangkap enam Ikatan dipolar · Haptisitas Ikatan ion Interaksi kation-pi · Jembatan garam Ikatan logam Aromatisitas logam
“Lemah”	Ikatan hidrogen Ikatan dihidrogen · Kompleks dihidrogen · Ikatan hidrogen sawar rendah · Ikatan hidrogen simetris · Hidrofil Nonkovalen lain Gaya van der Waals · Ikatan mekanis · Ikatan halogen · Aurofilisitas · Interkalasi · Penumpukan · Gaya entropik · Polaritas kimia
lainnya	Ikatan disulfida · Ikatan peptida · Ikatan fosfodiester

Nama gaya ini diambil dari nama kimiawan Belanda JOHANNES VAN DER WAALS, yang pertama kali mencatat jenis gaya ini. Potensial LENNARD-JONES sering digunakan sebagai model hampiran untuk gaya van der Waals sebagai fungsi dari waktu.

Interaksi van der Waals teramati pada gas mulia, yang amat stabil dan cenderung tak berinteraksi. Hal ini menjelaskan sulitnya gas mulia untuk mengembun. Tetapi, makin besar ukuran atom gas mulia (makin banyak elektronnya) makin mudah gas tersebut berubah menjadi cairan.

Gaya van der Waals dalam ilmu kimia merujuk pada jenis tertentu gaya antar molekul. Istilah ini pada awalnya merujuk pada semua jenis gaya antar molekul, dan hingga saat ini masih kadang digunakan dalam pengertian tersebut, tetapi saat ini lebih umum merujuk pada gaya-gaya yang timbul dari polarisasi molekul menjadi dipol. Hal ini mencakup gaya yang timbul dari dipol tetap (gaya Keesom), dipol rotasi atau bebas (gaya Debye) serta pergeseran distribusi awan elektron (gaya London). Gaya van der waals : gaya tarik di antara atom atau molekul, gaya ini jauh lebih lemah dibandingkan gaya yang timbul karena ikatan valensi dan besarnya ialah 10^-7 kali jarak antara atom-atom atau molekul-molekul. Gaya ini menyebabkan sifat tak ideal pada gas dan menimbulkan energi kisi pada kristal molekular. Ada tiga hal yang menyebabkan gaya ini :

1. Interaksi dwikutub-dwikutub, yaitu tarikan elektrostatistik di antara dua molekul dengan moment dwikutub permanen.
2. Interaksi dwikutub imbasan, artinya dwikutub timbul karena adanya polarisasi oleh molekul tetangga.
3. Gaya dispersi yang timbul karena dwikutub kecil dan bersifat sekejap dalam atom.

Asal mula gaya dispersi van der Waals Dipol-dipol yang berubah-ubah sementara Dayatarik yang ada di alam bersifat elektrik. Pada molekul yang simetris seperti hidrogen, bagaimanapun, tidak terlihat mengalami distorsi secara elektrik untuk menghasilkan bagian positif atau bagian negatif. Akan tetapi hanya dalam bentuk rata-rata. Diagram dalam bentuk lonjong (the lozenge-shaped) menggambarkan molekul kecil yang simetris – H2, boleh jadi, atau Br₂. Tanda arsir menunjukkan tidak adanya distorsi secara elektrik. Akan tetapi elektron terus bergerak, serta merta dan pada suatu waktu elektron tersebut mungkin akan ditemukan di bagian ujung molekul, membentuk ujung -. Pada ujung yang lain sementara akan kekurangan elaktron dan menjadi +.

---

Catatan: (dibaca “delta”) berarti “agak” (slightly) – karena itu + berarti “agak positif”.

---

Kondisi yang terakhir elektron dapat bergerak ke ujung yang lain, membalikkan polaritas molekul. “Selubung lingkarang” yang konstan dari elektron pada molekul menyebabkan fluktuasi dipol yang cepat pada molekul yang paling simetris. Hal ini terjadi pada molekul monoatomik – molekul gas mulia, seperti helium, yang terdiri dari atom tunggal. Jika kedua elektron helium berada pada salah satu sisi secara bersamaan, inti tidak terlindungi oleh elektron sebagaimana mestinya untuk saat itu. Dipol-dipol sementara yang bagaimana yang membemberikan kenaikan dayaarik antarmolekul Bayangkan sebuah molekul yang memiliki polaritas sementara yang didekati oleh salah satu yang terjadi menjadi termasuk non-polar hanya saat itu saja. (kejadian yang tidak disukai, tetapi hal ini menjadikan diagram lebih mudah digambarkan! Pada kenyataannya, satu molekul lwbih menyukai memiliki polaritas yang lebih besar dibandingkan yang lain pada saat seperti itu – dan karena itu akan menjadi yang paling dominan). Seperti molekul yang ditemukan pada bagian kanan, elektronnya akan cenderung untuk ditarik oleh ujung yang agak positif pada bagian sebelah kiri. Hal ini menghasilkan dipol terinduksi pada penerimaan molekul, yang berorientasi pada satu cara yang mana ujung + ditarik ke arah ujung – yang lain. Pada kondisi yang terakhir elektron pada bagian kiri molekul dapat bergerak ke ujung yg lain. Pada saat terjadi hal ini, meraka akan menolak elektron pada bagian kanan yang satunya. Polaritas kedua molekul adalah berkebalikan, tetapi kamu masih memiliki yang + tertarik -. Selama molekul saling menutup satu sama lain polaritas akan terus berfluktuasi pada kondisi yang selaras karena itu dayatarik akan selalu terpelihara. Tidak ada alasan kenapa hal ini dibatasi pada dua molekul. Selama molekul saling mendekat pergerakan elektron yang selaras dapat terjadi pada molekul yang berjumlah sangat banyak. Diagram ini menunjukkan bagaimana cacat secara keseluruhan dari molekul yang berikatan secara bersamaan pada suatu padatan dengan menggunakan gaya van der Waals. Pada kondisi yang terakhir, tentunya, kamu akan menggambarkan susunan yang sedikit berbeda selama meraka terus berubah – tetapi tetap selaras. pakah dayatarik antarmolekul itu? Ikatan antarmolekul versus ikatan intramolekul Dayatarik antarmolekul adalah dayatarik yang terjadi antara suatu molekul dan molekul tetangganya. Gaya tarik yang mengikat molekul secara tersendiri (sebagai contoh, ikatan kovalen) dikenal dengan dayatarik intramolekul. Dua kata tersebut membingungkan yang mana untuk lebih amannya membuang salah satu diantaranya dan tidak digunakan lagi. Istilah “intramolekul” tidak akan digunakan lagi pada bagian ini. Semua molekul mengalami dayatarik antarmolekul, meskipun pada beberapa kasus dayatarik yang terjadi sangatlah lemah. Pada gas seperti hidrogen, H₂. Jika kamu memperlambat gerak molekul melalui pendinginan, dayatarik cukup besar bagi molekul untuk tetap bersama sampai pada akhirnya membentuk cairan dan kemudian padatan. Pada kasus hidrogen dayatarik sangat lemah yang mana molekul membutuhkan pendinginan sampai 21 K (-252°C) sebelum dayatarik cukup kuat untuk mengkondensasi hidrogen menjadi cairan. Dayatarik antarmolekul yang dimiliki oleh helium lebih lemah – molekul tidak ingin tetap bersama untuk membentuk cairan sampai temperatur menurun sampai 4 K (-269°C). Gaya van der Waals: gaya dispersion Gaya dispersi (salah satu tipe dari gaya van der Waals adalah yang kita setujui pada halaman ini) yang juga dikenal dengan “gaya London” (dinamakan demikian setelah Fritz London mengusulkan untuk pertama kalinya). Asal mula gaya dispersi van der Waals Dipol-dipol yang berubah-ubah sementara Dayatarik yang ada di alam bersifat elektrik. Pada molekul yang simetris seperti hidrogen, bagaimanapun, tidak terlihat mengalami distorsi secara elektrik untuk menghasilkan bagian positif atau bagian negatif. Akan tetapi hanya dalam bentuk rata-rata. Diagram dalam bentuk lonjong (the lozenge-shaped) menggambarkan molekul kecil yang simetris – H2, boleh jadi, atau Br₂. Tanda arsir menunjukkan tidak adanya distorsi secara elektrik. Akan tetapi elektron terus bergerak, serta merta dan pada suatu waktu elektron tersebut mungkin akan ditemukan di bagian ujung molekul, membentuk ujung -. Pada ujung yang lain sementara akan kekurangan elaktron dan menjadi +.

---

Catatan: (dibaca “delta”) berarti “agak” (slightly) – karena itu + berarti “agak positif”.

---

Kondisi yang terakhir elektron dapat bergerak ke ujung yang lain, membalikkan polaritas molekul. “Selubung lingkarang” yang konstan dari elektron pada molekul menyebabkan fluktuasi dipol yang cepat pada molekul yang paling simetris. Hal ini terjadi pada molekul monoatomik – molekul gas mulia, seperti helium, yang terdiri dari atom tunggal. Jika kedua elektron helium berada pada salah satu sisi secara bersamaan, inti tidak terlindungi oleh elektron sebagaimana mestinya untuk saat itu. Dipol-dipol sementara yang bagaimana yang membemberikan kenaikan dayaarik antarmolekul Bayangkan sebuah molekul yang memiliki polaritas sementara yang didekati oleh salah satu yang terjadi menjadi termasuk non-polar hanya saat itu saja. (kejadian yang tidak disukai, tetapi hal ini menjadikan diagram lebih mudah digambarkan! Pada kenyataannya, satu molekul lwbih menyukai memiliki polaritas yang lebih besar dibandingkan yang lain pada saat seperti itu – dan karena itu akan menjadi yang paling dominan). Seperti molekul yang ditemukan pada bagian kanan, elektronnya akan cenderung untuk ditarik oleh ujung yang agak positif pada bagian sebelah kiri. Hal ini menghasilkan dipol terinduksi pada penerimaan molekul, yang berorientasi pada satu cara yang mana ujung + ditarik ke arah ujung – yang lain. Pada kondisi yang terakhir elektron pada bagian kiri molekul dapat bergerak ke ujung yg lain. Pada saat terjadi hal ini, meraka akan menolak elektron pada bagian kanan yang satunya. Polaritas kedua molekul adalah berkebalikan, tetapi kamu masih memiliki yang + tertarik -. Selama molekul saling menutup satu sama lain polaritas akan terus berfluktuasi pada kondisi yang selaras karena itu dayatarik akan selalu terpelihara. Tidak ada alasan kenapa hal ini dibatasi pada dua molekul. Selama molekul saling mendekat pergerakan elektron yang selaras dapat terjadi pada molekul yang berjumlah sangat banyak. Diagram ini menunjukkan bagaimana cacat secara keseluruhan dari molekul yang berikatan secara bersamaan pada suatu padatan dengan menggunakan gaya van der Waals. Pada kondisi yang terakhir, tentunya, kamu akan menggambarkan susunan yang sedikit berbeda selama meraka terus berubah – tetapi tetap selaras. Kekuatan gaya dispersi Gaya dispersi antara molekul-molekul adalah lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen diantara molekul. Hal ini tidak memungkinkan untuk memberikan harga yang eksak, karena ukuran dayatarik bervariasi sekali dengan ukuran dan bentuk molekul. Seberapa jauh ukuran molekul memperngaruhi kekuatan ikatan daya dispersi Titik didih gas mulia adalah

helium		-269°C
neon		-246°C
argon		-186°C
kripton		-152°C
xenon		-108°C
radon		-62°C

Semua unsur tersebut berada pada molekul monoatomik. Alasan yang mendasari bahwa titik didih meningkat sejalan dengan menurunnya posisi unsur pada golongan adalah kenaikan jumlah elektron, dan juga tentunya jari-jari atom. Lebih banyak elektron yang kamu miliki, dan lebih menjauh sejauh mungkin, yang paling besar memungkikan dipol sementara terbesar dan karena itu gaya dispersi paling besar. Karena dipol sementara lebih besar, molekul xenon lebih melekat (stickier) dibandingkan dengan molekul neon. Molekul neon akan berpisah satu sama lain pada temperatur yang lebih rendah dibandingkan molekul xenon – karena itu neon memiliki titik didih yang lebih rendah. Hal ini adalah suatu alasan (semua yang lainnya sebanding) molekul yang lebih besar memiliki lebih banyak elektron dan lebih menjauh dari dipol sementara yang dapat dihasilkan – dan karena itu molekul yang lebih besar lebih melekat. Seberapa jauh bentuk molekul mempengaruhi kekuatan gaya dispersi Ukuran molekul juga begitu. Molekul yang panjang kurus dapat menghasilkan dipol sementara yang lebih besar berdasarkan pada pergerakan elektronnya dibandingkan molekul pendek gemuk yang mengandung jumlah elektron yang sama. Molekul yang panjang kurus juga dapat lebih dekat satu sama lain – dayatarik meraka lebih efektif jika molekul-molekulnya benar-benar tertutup. Sebagai contoh, molekul hidrokarbon butana dan 2-metilpropan keduanya memiliki rumus molekul C₄H₁₀, tetapi atom-atom disusun berbeda. Pada butana atom karbon disusun pada rantai tunggal, tetapi 2-metilpropan memiliki rantai yang lebih pendek dengan sebuah cabang. Butana memiliki titik didih yang lebih tinggi karena gaya dispersinya lebih besar. Molekul yang lebih panjang (dan juga menghasilkan dipol sementara yang lebih besar) dapat lebih berdekatan dibandingkan molekul yang lebih pendek dan lebih gemuk 2-metilpropan. Gaya van der Waals: interaksi dipol-dipol Molekul seperti HCl memiliki dipol permanen karena klor lebih elektronegatif dibandingkan hidrogen. Kondisi permanen ini, pada saat pembentukan dipol akan menyebabkan molekul saling tarik menarik satu sama lain lebih dari yang meraka bisa lakukan jika hanya menyandarkan pada gaya dispersi saja. Hal ini sangat penting untuk merealisasikan bahwa semua molekul mengalami gaya dispersi. Interaksi dipol-dipol bukan suatu alternatif gaya dispersi – penjumlahannya. Molekul yang memiliki dipol permanen akan memiliki titik didih yang lebih tinggi dibandingkan dengan molekul yang hanya memiliki dipol yang berubah-ubah secara sementara. Agak mengherankan dayatarik dipol-dipol agak sedikit dibandingkan dengan gaya dispersi, dan pengaruhnya hanya dapat dilihat jika kamu membandingkan dua atom dengan jumlah elektron yang sama dan ukuran yang sama pula. Sebagai contoh, titik didih etana, CH₃CH₃, dan fluorometana, CH₃F adalah: Kenapa dipilih dua molekul tersebut untuk dibandingkan? Keduanya memiliki jumlah elektron yang identik, dan jika kamu membuat model kamu akan menemukan bahwa ukurannya hampir sama – seperti yang kamu lihar pada diagram. Hal ini berarti bahwa gaya dispersi kedua molekul adalah sama. Titik didih fluorometana yang lebih tinggi berdasarkan pada dipol permanen yang besar yang terjadi pada molekul karena elektronegatifitas fluor yang tinggi. Akan tetapi, walaupun memberikan polaritas permanen yang besar pada molekul, titik didih hanya meningkat kira-kira 10°. °. Berikut ini contoh yang lain yang menunjukkan dominannya gaya dispersi. Triklorometan, CHCl₃, merupakan molekul dengan gaya dispersi yang tinggi karena elektronegatifitas tiga klor. Hal itu menyebabkan dayatarik dipol-dipol lebih kuat antara satu molekul dengan tetangganya. Dilain pihak, tetraklorometan, CCl₄, adalah non polar. Bagian luar molekul tidak seragam - in pada semua arah. CCl₄ hanya bergantung pada gaya dispersi Karena itu manakah yang memiliki titik didih yang lebih tinggi? CCl₄ tentunya, karena CCl₄ molekulnya lebih besar dengan lebih banyak elektron. Kenaikan gaya dispersi lebih dari sekedar menggantikan untuk kehilangan interaksi dipol-dipol.