GEOMETRI DAN KEPOLARAN MOLEKUL 3.1 PENGANTAR MENGENAI BENTUK MOLEKUL Bentuk molekul mengontrol sifat-sifat fisik maupun kimia molekul. Geometri elektron dan bentuk molekul ditentukan oleh orientasi semua pasangan elektron valensi atom pusat. Oleh karena itu, sebelum geometri dan bentuk molekul digambarkan, maka jumlah dan jenis semua pasangan elektron valensi atom pusat harus ditentukan terlebih dahulu dengan struktur Lewis. Ada dua jenis pasangan elektron yang mengelilingi atom pusat, yaitu pasangan elektron bebas (PEB), yang tidak digunakan untuk berikatan dengan atom lain, dan pasangan elektron ikatan (PEI), yang digunakan untuk berikatan dengan atom lain. Struktur Lewis tidak menunjukkan bentuk tiga dimensi molekul. Bentuk tiga dimensi molekul dapat diramalkan dengan menggunakan model VSEPR dan teori ikatan valensi. 3. MODEL VSEPR Valence shell electron pair repulsion model (model VSEPR) didasarkan pada kenyataan bahwa antar pasangan-pasangan elektron di sekitar atom pusat terjadi gaya tolak-menolak untuk mencapai kestabilan. Tolakan-tolakan ini menyebabkan atom-atom yang terikat pada atom pusat mengarah sedemikian rupa membentuk molekul tiga dimensi yang teratur dengan sudut-sudut ikatan tertentu. Kekuatan gaya tolak antarpeb-peb > antarpeb-pei > antarpei-pei. Akibatnya, PEB dalam molekul menempati ruang yang lebih besar dibandingkan dengan PEI. Gaya tolakmenolak makin menurun dengan makin besarnya sudut ikatan antarpasangan elektron. Ruang yang ditempati oleh pasangan-pasangan elektron valensi di sekitar atom pusat disebut domain sehingga teori VSEPR disebut juga dengan teori domain. Ada dua jenis domain yang menentukan bentuk molekul, yaitu domain ikatan dan domain nonikatan. (1) Domain ikatan (DI) adalah domain yang berisi pasangan-pasangan elektron ikatan. Satu domain berisi satu jenis ikatan, baik ikatan tunggal maupun ikatan rangkap, sehingga ada domain ikatan tunggal dan domain ikatan rangkap. Ikatan rangkap akan menempati domain yang lebih besar daripada ikatan tunggal, tetapi semua elektron ikatan menempati domain yang sama. Contohnya, CN memiliki domain ikatan tunggal dan rangkap dengan struktur Lewis sebagai berikut: domain ikatan tunggal C N domain nonikatan domain ikatan rangkap () Domain nonikatan (DNI) adalah domain yang berisi pasangan elektron bebas maupun elektron tunggal (dalam molekul yang memiliki jumlah elektron ganjil). Untuk meramalkan bentuk molekul dengan model VSEPR, terlebih dahulu harus menentukan jumlah domain elektron valensi atom pusat melalui penggambaran struktur Lewis. 76
Tahap selanjutnya adalah menentukan geometri elektron. Geometri elektron menggambarkan arah semua domain elektron dalam molekul. Adapun bentuk/geometri molekul menggambarkan arah atom-atom yang terikat pada atom pusat. Misalnya, molekul N3 dan O keduanya memiliki geometri elektron tetrahedral, tetapi bentuk molekul N3 dan O berturutturut adalah segitiga piramida bengkok (V) (Gambar 3.1). Struktur Lewis Geometri Elektron Bentuk/Geometri Molekul Tetrahedral Segitiga piramida Tetrahedral Bengkok (V) Pasangan Elektron Bebas Pasangan Elektron Bebas Gambar 3.1 Struktur Lewis, geometri dan bentuk molekul N 3 dan O. Kedua molekul memiliki geometri tetrahedral, tetapi bentuk molekulnya berbeda. N 3 berbentuk segitiga piramida dan O berbentuk bengkok. Geometri elektron dan bentuk-bentuk molekul dapat dipelajari dari model-model yang disajikan dalam Tabel 3.1 Tabel 3.4. 77
Tabel 3.1 Geometri elektron dan bentuk/geometri molekul berdomain dan 3 Geometri Jumlah Tipe Tipe molekul ABe Bentuk Contoh Elektron Domain Molekul e Molekul A DI DNI 0 ABe0 Be Linier Linier 3 0 B AB3e0 CO Segitiga planar Segitiga planar 1 A: atom pusat B: domain ikatan e: domain non ikatan ABe1 Bengkok (V) Pb, SnBr Tabel 3. Geometri elektron dan bentuk/geometri molekul berdomain 4 Geometri Jumlah Tipe Contoh Elektron Domain Moleku Bentuk Molekul DI DNI l 4 0 AB4e0 Tetrahedral 3 1 AB3e1 Segitiga piramida Tetrahedral C4 N3 ABe Bengkok (V) O Dari penggambaran ini terlihat bahwa domain non ikatan menempati ruang yang lebih besar daripada domain ikatan, karena gaya tolak antarpeb-peb lebih besar daripada gaya tolak antarpei-pei. Tabel 3.3 Geometri elektron dan bentuk/geometri molekul berdomain 5 78
Geometri Elektron Jumlah Domain DI DNI 5 0 Tipe Moleku l Bentuk Molekul AB5e0 Segitiga bipiramida 4 1 Tetrahedral menyimpang 3 S4 AB3e Bentuk-T P5 AB4e1 Segitiga bipiramida 3 Contoh Br3 ABe3 Linier Xe 79
Tabel 3.4 Geometri elektron dan bentuk/geometri molekul berdomain 6 Jumlah Tipe Geometri elektron Bentuk molekul Contoh Domain moleku DI DNI l 6 0 AB6e0 Oktahedral Oktahedral 5 1 S6 AB5e1 sambungan Tabel 1.14 4 Segiempat piramida Br5 Segiempat planar Xe4 AB4e Contoh 3.1 Gambarkan struktur Lewis P6 dan tentukan bentuk molekulnya menurut teori VSEPR. Penyelesaian: Jumlah elektron valensi pada P6 = 5 + 6(7) + 1 = 48. Struktur Lewis: P P Semua domain (6 domain) pada atom pusat P adalah domain ikatan, sehingga bentuk molekul P6 adalah oktahedral. 80
3.3 TEORI IKATAN VALENSI Struktur Lewis tidak menjelaskan proses terbentuk ikatan kovalen dan pembagian elektronelektron di antara dua atom yang berikatan. Model VSEPR juga tidak menjelaskan mengapa elektron-elektron berkelompok ke dalam domain-domain. akta ini dapat dijelaskan dengan teori ikatan valensi. Teori ikatan kovalen yang dikembangkan berdasarkan teori kuantum adalah teori ikatan valensi (valence bond, VB). Menurut teori VB, ikatan antara dua atom dapat terbentuk apabila dua elektron dibagi melalui tumpang tindih dua orbital atom. Melalui tumpang tindih orbital, bagian dua orbital atom dari atom-atom yang berbeda membagi ruang yang sama. Atom-atom cenderung untuk memposisikan diri sedemikian rupa agar terjadi tumpang tindih orbital secara maksimum, karena tumpang tindih yang demikian menghasilkan energi potensial minimum dan ikatan yang paling kuat. Tumpang tindih antar orbital atom dapat terjadi melalui ujung dengan ujung orbital maupun sisi dengan sisi orbital. Tumpang tindih antar orbital s, antar orbital p dan antara orbital s dengan orbital p pada bagian ujung-ujung orbital menghasilkan ikatan sigma, (Gambar 3.). Contoh (1s1) + (1s1) dua orbital s masing - masing tumpang tindih orbital s, berisi satu elektron pasangan elektron menempati ruang yang tumpang tindih (1s sp5) + (1s sp5) dua orbital p masing - masingtumpang tindih orbital p, berisi satu elektron pasangan elektron menempati ruang yang tumpang tindih (1s1) + (1s sp5) orbital s dan p masing - masing tumpang tindih orbital s dengan p, berisi satu elektron pasangan elektron menempati ruang yang tumpang tindih Gambar 3. Tumpang tindih dua orbital melalui masing-masing ujung orbital menghasilkan ikatan sigma ( ). (McGraw-ill 009) Terjadinya tumpang tindih orbital menurut teori VB pada pembentukan molekul hidrogen ditunjukkan dengan Gambar 3.3. Ketika dua atom saling mendekat, orbital 1s dari kedua atom (masing-masing berisi satu elektron dengan 81 Gambar 3.3 Pembentukan molekul hidrogen menurut teori ikatan valensi
spin yang berlawanan) mulai mengalami tumpang tindih dan bergabung menghasilkan ikatan. Contoh yang lain adalah model pembentukan molekul S yang dinyatakan dengan struktur Lewis sebagai berikut: + S Atom S S S Gambar 3.4 Pembentukan molekul S melalui tumpang tindih dua orbital 1s dari dua atom dengan dua orbital 3p dari atom S. Ikatan S terbentuk melalui pemasangan elektron, satu dari atom dan satu lagi dari atom S. Berdasarkan teori VB, setiap atom harus memiliki orbital setengah penuh yang dapat bergabung melalui tumpang tindih. Penggabungan dua orbital 1s dari dua atom dengan dua orbital 3p dari atom S ditunjukkan oleh model seperti Gambar 3.4. Pembentukan S dengan cara ini menjadi alasan mengapa S tidak berbentuk tetrahedral, tetapi berbentuk bengkok dengan sudut ikatan S sebesar 90o. Bandingkan dengan bentuk molekul O! Teori ibridisasi ibridisasi adalah penggabungan orbital-orbital atom pusat pada kulit terluar dengan tingkat energi yang relatif sama membentuk orbital baru yang disebut orbital hibrida. Orbitalorbital atom pusat yang mengalami hibridisasi adalah orbital-orbital yang digunakan untuk membentuk ikatan dengan atom lain. Jumlah orbital hibrida yang terbentuk sama dengan jumlah orbital-orbital atom yang bergabung. Nama orbital hibrida sesuai dengan jenis dan jumlah orbital atom yang bergabung. Misalnya, satu orbital s bergabung dengan satu orbital p membentuk dua orbital hibrida sp. 1) ibridisasi sp3 Orbital hibrida sp3 terbentuk melalui hibridisasi satu orbital s dengan 3 orbital p. al ini dapat terjadi pada pembentukan molekul C4 atau C4 yang terjadi melalui tahap-tahap sebagai berikut: Tahap pertama: Penyetaraan tingkat energi obital s dengan p, dilanjutkan dengan eksitasi satu elektron s ke orbital p bersamaan dengan proses hibridisasi (Gambar 3.5): p s 1s sp 3 sp 3 sp 3 4 orbital hibrida sp 3 atom C keadaan dasar atom C sp 3 tereksitasi atom C 8
Gambar 3.5 Bagan tingkat energi dan proses hibridisasi satu orbital s dengan tiga orbital p membentuk empat orbital hibrida sp3. Penggabungan satu orbital s dengan tiga orbital p menghasilkan empat orbital hibrida sp3 seperti yang digambarkan dengan model pada Gambar 3.6 berikut. empat orbital hibrida sp 3 tetrahedral satu orbital hibrida sp 3 Gambar 3.6 Model yang menggambarkan hibridisasi satu orbital s dengan tiga orbital p membentuk empat orbital hibrida sp3. Setiap orbital hibrida sp3 memiliki dua ruang bulat, yang satu lebih besar daripada yang lain. Keempat ruang yang besar mengarah ke pojok-pojok tetrahedral tetrahedral dengan sudut 109,5o. Tahap kedua: Tumpang tindih empat orbital hibrida sp3 dengan empat orbital s dari empat atom membentuk molekul C4 atau dengan empat orbital p dari atom membentuk molekul C4 (Gambar 3.7). Gambar 3.7 (a) Tumpang tindih empat orbital hibrida sp3 dari atom C dengan (a) empat orbital 1s dari empat atom membentuk molekul metana, C4, dan (b) dengan empat orbital p dari empat atom membentuk molekul C4. (a) (b) ) ibridisasi sp Penggabungan satu orbital s dengan dua orbital p membentuk tiga orbital hibrida sp (Gambar 3.8). ibridisasi ini terjadi pada pembentukan molekul dengan geometri segitiga planar, seperti B3. 83
hibridisasi tiga orbital hibrida sp satu orbital hibrida sp Gambar 3.8 Model yang menggambarkan tumpang tindih satu orbital s dengan dua orbital p membentuk tiga orbital hibrida sp. Pembentukan molekul B3 diawali dari pembentukan tiga orbital hibrida sp dari atom B. Setiap orbital hibrida sp mengandung satu elektron. Ketiga orbital hibirda ini selanjutnya mengadakan tumpang tindih dengan tiga orbilal p dari tiga atom membentuk molekul B3 (Gambar 3.9). 84
p1 s 1s sp sp konfigurasi orbital hibrida sp atom B keadaan dasar atom B sp tereksitasi atom B (Z = 17): 1s s p6 3s 3p5 (masih ada 1 orbital p yang berisi elektron tak berpasangan) Gambar 3.9 Bagan tingkat energi dan proses hibridisasi satu orbital s dengan dua orbital p membentuk tiga orbital hibrida sp. Gambar 1.15 Model molekul B3 dengan bentuk segitiga planar. 3) ibridisasi sp Penggabungan satu orbital s dengan satu orbital p membentuk dua orbital hibrida sp. Molekul yang dihasilkan memiliki geometri linier seperti yang terjadi pada pembentukan molekul Be. Proses hibridisasi dapat digambarkan dengan model yang ditunjukkan oleh Gambar 3.10. Molekul yang terjadi memiliki geometri linier dengan orientasi orbital 180o. hibridisasi satu orbitalsatu orbital hibrida sp hibrida sp dua orbital hibrida sp Gambar 3.10 Penggabungan satu orbital s dengan satu orbital p membentuk dua orbital hibrida sp. ibridisasi sp pada pembentukan molekul Be terjadi melalui mekanisme sebagai berikut: Be (Z = 4): 1s s p0 (linier) eksitasi 1s s1 p1 hibridisasi orbital hibrida sp 85
(Z = 17): 1s s p6 3s 3p5 (memiliki 1 orbital p berelektron tunggal) Penggabungan dua orbital hibrida sp dari atom Be dengan dua orbital p dari dua atom menghasilkan molekul Be dengan bentuk molekul linier (Gambar 3.11): 3p dua orbital hibrida sp 3p Gambar 3.11 Model tumpang tindih dua orbital p dari dua atom dengan dua orbital hibrida sp dari atom Be. 4) ibridisasi sp3d dan sp3d Penggabungan satu orbital s, tiga orbital p dan satu orbital d menghasilkan lima orbital hibrida sp3d. Molekul yang terbentuk memiliki geometri segitiga bipiramida, misalnya P 5. Adapun penggabungan satu s, tiga p dan dua d menghasilkan enam orbital hibrida sp3d dengan geometri molekul oktahedral, misalnya S6. Model molekul P5 dan S6 ditunjukkan oleh Gambar 3.1 berikut ini. 1 dari 5 orbital sp 3 d 1 dari 6 orbital sp 3d orbital 3 p dari 1 orbital p dari 1 (a) (b) Gambar 3.1 Model molekul P5 (a) dan S6 (b) Konsep hibridisasi dapat menjawab fakta molekul yang tidak dapat dijelaskan dengan teori VSEPR. Misalnya, molekul P3, P5 dan N3 ada, tetapi N5 tidak ada. Atom P (Z = 15) memiliki 5 elektron valensi (3s 3p3 3d0). 1 elektron dari 3s mengalami eksitasi ke 3d dan kemudian terjadi hibridisasi membentuk 5 orbital hibrida sp3d, masing-masing berisi satu elektron. Setiap orbital hibrida ini kemudian tumpang tindih dengan orbital p dari 5 atom membentuk molekul P5. Sementara itu, atom N (Z = 7) memiliki 5 elektron valensi (s p3). Karena kulit kedua tidak mengandung orbital d, maka hibridisasi hanya terjadi antara 1 orbital s dengan 3 orbital p membentuk 4 orbital hibrida sp3, yang satu berisi elektron penuh dan tiga orbital sp3 yang lain masing-masing berisi 1 elektron. Ketiga orbital sp3 setengah penuh ini tumpang tindih dengan 3 orbital p dari 3 atom membentuk molekul N 3. Tipe-tipe hibridisasi dan bentuk molekul yang sesuai ditunjukkan pada Tabel 3.5. 86
Keadaan Dasar N (Z = 7): 1s s p3 P (Z = 15: 1s s p6 3s 3p3 3d0 Keadaan Tereksitasi 1s s p6 3s1 3p3 3d1 ibridisasi Molekul sp3 sp3 sp3d N3 P3 P5 Tabel 3.5 Jenis dan jumlah orbital atom yang bergabung membentuk orbital hibrida Orbital yang Bergabung hibridisasi Geometri Molekul Satu s dan satu p sp Linier Satu s dan dua p sp Segitiga piramida Satu s dan tiga p sp3 Tetrahedral 3 Satu s, tiga p dan satu d sp d Segitiga bipiramida Satu s, tiga p dan dua d sp3d atau dsp3 oktahedral Contoh 3. Jelaskan proses terjadinya hibridisasi orbital atom pusat Xe dalam pembentukan molekul Xe 4 dan tentukan bentuk molekul Xe4. Penyelesaian: Konfigurasi elektron valensi Xe: 5s 5p6 5d0. Untuk membentuk Xe4, atom Xe harus menyediakan 4 Xe orbital setengah penuh melalui eksitasi elektron p ke orbital d dan pada saat yang bersamaan terjadi hibridisasi antara 1 orbital s dengan 3 orbital p dan orbital d 3 membentuk 6 orbital hibrida sp d ( orbital sp3d penuh dan 4 orbital sp3d setengah penuh). Keempat orbital sp3d setengah penuh mengalami tumpang tindih dengan orbital p setengah penuh dari setiap atom membentuk molekul Xe 4. Dengan demikian, bentuk molekulnya adalah segiempat planar. 5d 0 tumpang tindih dengan 4 orbital p dari 4 atom 5 p6 5s keadaan dasar atom B konfigurasi 6 orbital hibrida sp 3 d atom B Senyawa yang Mengandung Ikatan Rangkap Dua Model senyawa yang mengandung ikatan rangkap banyak dijumpai dalam molekul-molekul senyawa organik, yaitu pada kelompok molekul alkena. Molekul alkena yang paling sederhana 87
adalah etena, C=C. Kedua atom C memiliki tiga orbital hibrida sp dan satu orbital p tak terhibridisasi yang terbentuk melalui mekanisme berikut: p s hibridisasi sp sp sp p 3 orbital hibrida sp dan 1 orbital p tak terhibridisasi 1s tereksitasi atom C keadaan dasar atom C Selanjutnya, dua orbital sp dari kedua atom C masing-masing tumpang-tindih dengan dua orbital s dari dua atom, sedangkan satu orbital sp dari kedua atom C saling tumpang-tindih pada sumbu simetri yang sama. Tumpang-tindih orbital-orbital ini semuanya membentuk ikatan sigma ( ). Ikatan rangkap C=C terdiri dari satu ikatan dan satu ikatan. Ikatan terbentuk dari tumpang tindih antara dua orbital hibrida sp, sedangkan ikatan terbentuk dari tumpang tindik antara dua orbital p yang tak terhibridisasi melalui sisi-sisi orbital (Gambar 3.13). dua ruang pada satu orbital p (a) π (b) Gambar 3.13. (a) Tiga orbital hibrida sp dan satu orbital p, masing-masing berisi satu elektron. (b) Tumpang tindih dua orbital hibrida sp dari dua atom C membentuk 1 ikatan sigma ( ) dan tumpang tindih dua orbital p melalui bagian sisi-sisi orbital membentuk 1 ikatan pi ( ). 88
Senyawa yang Mengandung Ikatan Rangkap Tiga Ikatan rangkap tiga terdapat pada senyawa alkuna. Alkuna yang paling sederhana adalah etuna, C, dengan struktur Lewis C C dan bentuk molekul linier. Kedua atom C memiliki dua orbital hibrida sp dan dua orbital p tak terhibridisasi yang terbentuk melalui mekanisme berikut: p s hibridisasi 1s keadaan dasar atom C p p sp sp orbital hibrida sp dan orbital p tak terhibridisasi tereksitasi atom C Ikatan rangkap tiga terdiri dari satu ikatan dan dua ikatan. Ikatan terbentuk dari tumpang tindih antara dua orbital sp dari dua atom C, sedangkan dua ikatan terbentuk dari dua pasang tumpang tindih orbital p melalui bagian sisi-sisi orbital (py-py dan pz-pz). Model molekul yang terbentuk digambarkan seperti pada Gambar 3.14. 89
1 ikatan π (a) 1 ikatan π (b) Gambar 3.14 (a) Satu ikatan yang terbentuk dari tumpang tindih antar dua ujung orbital hibrida sp. (b) Dua pasang tumpang tindih orbital p dari dua atom C yang tidak terhibridisasi (py-py dan pz-pz) membentuk dua ikatan. 3.4 KEPOLARAN MOLEKUL Bentuk molekul berpengaruh terhadap kepolaran molekul. Pada molekul polar terjadi pemisahan antara muatan positif ( +) dengan muatan negatif ( ) yang disebut dipol. Dalam hal ini, kepolaran ikatan dari semua ikatan tidak saling menghilangkan dipol molekul. Kepolaran molekul dibuktikan oleh adanya gaya tarik antara molekul dengan medan listrik. Bagian molekul yang bermuatan positif mengarah ke kutub negatif, sebaliknya ujung molekul yang negatif mengarah ke kutub positif (Gambar 3.15). Kepolaran molekul terkait dengan simetri ikatan dalam molekul. Molekul bersifat nonpolar bila molekul tersebut memiliki bentuk ruang yang simetris, walaupun ikatan antar atomnya bersifat polar. Untuk molekul diatomik seperti, ikatan polar menyebabkan molekul bersifat polar. Adapun untuk molekul, karena Tidak ada medan listrik ada medan listrik ikatan nonpolar, maka molekul Gambar 3.15 Model yang menggambarkan pengaruh juga bersifat nonpolar. Untuk molekul yang medan listrik terhadap molekul-molekul polar. terbentuk lebih dari dua atom, kepolaran molekul dipengaruhi oleh kepolaran semua ikatan. Jika atom pusat tidak mempunyai domain PEB, pengaruh kepolaran masing-masing ikatan akan saling menghilangkan sehingga molekul bersifat nonpolar. al ini dapat digambarkan melalui model dipol ikatan yang dilambangkan dengan tanda panah, (Ujung menyilang menunjukkan ujung positif dan kepala panah menunjukkan ujung negatif dari dipol ikatan). Contoh molekul polar dan nonpolar adalah C 3, C3 dan C4 (Gambar 3.16). C μ = 1,9 D C μ = 1,0 D C μ = 0,0 D 90
kloroform Karbon tetraklorida klorometana Gambar 3.16 Bentuk ruang molekul C3, C3 dan C4. Molekul C3 dan C3 memiliki momen dipol ( ) lebih dari 0,0 D sehingga bersifat polar. Molekul C 4 bersifat nonpolar karena memiliki momen dipol 0,0 D. Momen dipol = jumlah vektor dari dipoldipol ikatan. Jika semua atom yang terikat pada atom pusat tidak sama atau atom pusat mengandung pasangan elektron bebas, molekul ini tidak simetris dan pada umumnya bersifat polar. Sebagai contoh, molekul C3, dengan bentuk tetrahedral, memiliki satu ikatan C yang kurang polar dibandingkan dengan tiga ikatan C sehingga struktur C3 tidak simetris dan akibatnya, molekul bersifat polar. Tidak semua struktur yang mengandung pasangan elektron bebas pada atom pusatnya bersifat polar. Molekul-molekul tipe ABe3 (misalnya Xe) dan AB4e (misalnya Xe4) keduanya bersifat nonpolar, karena ABe3 berbentuk linier dan AB4e berbentuk segiempat planar. Secara garis besar, kepolaran molekul dapat ditentukan melalui bagan seperti Gambar 3.17 berikut: apakah ada ikatan polar TIDAK YA apakah ikatan polar saling meniadakan kepolaran apakah ada PEB TIDAK molekul NONPOLAR YA YA apakah arah PEB saling berlawanan YA molekul NONPOLAR TIDAK TIDAK molekul POLAR molekul POLAR Gambar 3.17 Bagan alir untuk meramalkan kepolaran molekul. Contoh 3.3 Ramalkan, manakah dari molekul senyawa-senyawa berikut yang bersifat polar dan manakah yang nonpolar. 1) CO, ) N3, 3) C3O, 4) P5 Penyelesaian: Molekul Bentuk molekul & Struktur Kepolaran ikatan Ada/tidak ada PEB atom Simetri moleku Kepolara n molekul 91
Lewis Linier O=C=O CO segitiga piramida N3 N C3O Bengkok O C 3 P5 Segitiga bipiramida Ya, tidak saling meniadakan kepolaran Ya, saling meniadakan kepolaran P Ya, saling meniadakan kepolaran Ya, tidak saling meniadakan kepolaran pusat Tidak l Ya Non polar Ya, 1 PEB Tidak Polar Ya, PEB tidak saling berlawanan Tidak Polar Tidak Ya Nonpolar 9