Lihat sumber Polaritas (kimia)

Dalam [[kimia]], '''polaritas''' (atau '''kekutuban''') adalah pemisahan [[muatan listrik]] yang mengarah pada molekul atau gugus kimia yang memiliki momen listrik [[momen dipol|dipol]] atau [[momen multipol|multipol]].<ref>[https://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Polaritas+%28kimia%29&oldid=29577962 sumber pada Wikipedia bahasa Indonesia]</ref>

Molekul polar harus mengandung [[ikatan kimia]] [[polar]] karena perbedaan [[elektronegativitas]] antara atom yang berikatan. Molekul polar dengan dua atau lebih ikatan kutub harus memiliki [[geometri molekul|geometri]] asimetris sehingga [[momen ikatan]] tidak saling meniadakan.<ref>Huggins, M. L. [https://archive.org/details/sim_journal-of-chemical-physics_1937-07_5_7/page/527 The Polarity of Chemical Bonds]. ''J. Chem. Phys''. 1937. Vol. 5. hlm. 527. doi:10.1063/1.1750070.</ref>

Molekul polar berinteraksi melalui [[gaya antarmolekul]] dipol-dipol dan [[ikatan hidrogen]]. Polaritas mendasari sejumlah sifat fisik termasuk [[tegangan permukaan]], [[kelarutan]],<ref>Nordstrom, B. H. [https://archive.org/details/sim_journal-of-chemical-education_1984-11_61_11/page/1009 The Effect of Polarity on Solubility]. ''J. Chem. Educ''. 1984. Vol. 61 (11). hlm. 1009. doi:10.1021/ed061p1009.1.</ref> serta [[titik leleh]] dan [[titik didih]].

== Polaritas ikatan ==
Tidak semua atom menarik elektron dengan kekuatan yang sama. Jumlah "tarikan" atom yang diberikan pada elektron disebut [[elektronegativitas]]. Atom dengan elektronegativitas tinggiseperti [[fluor]], [[oksigen]] dan [[nitrogen]]mengerahkan daya tarik elektron lebih besar daripada atom dengan elektronegativitas rendah. Dalam sebuah ikatan, ini menyebabkan pembagian elektron yang tidak setara antara atom, karena elektron akan tertarik mendekati atom dengan elektronegativitas yang lebih tinggi.<ref>[https://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Polaritas+%28kimia%29&oldid=29577962 sumber pada Wikipedia bahasa Indonesia]</ref>

Karena elektron memiliki muatan negatif, pembagian elektron yang tidak setara dalam ikatan mengarah pada pembentukan [[dipol listrik]]: pemisahan muatan listrik positif dan negatif. Karena jumlah muatan yang dipisahkan dalam dipol tersebut biasanya lebih kecil dari [[muatan elementer]], maka disebut [[muatan parsial]], dilambangkan sebagai δ+ ([[Delta (huruf Yunani)|delta]] plus) dan δ− (delta minus). Simbol tersebut diperkenalkan oleh [[Christopher Kelk Ingold]] dan Edith Hilda Ingold pada tahun 1926.<ref>William B. Jensen. [http://www.jce.divched.org/Journal/Issues/2009/May/abs545.html The Origin of the "Delta" Symbol for Fractional Charges]. ''J. Chem. Educ''. 2009. Vol. 86. hlm. 545. doi:10.1021/ed086p545.</ref><ref>Ingold, C. K. ''The Nature of the Alternating Effect in Carbon Chains. Part V. A Discussion of Aromatic Substitution with Special Reference to Respective Roles of Polar and Nonpolar Dissociation; and a Further Study of the Relative Directive Efficiencies of Oxygen and Nitrogen''. ''J. Chem. Soc''. 1926. hlm. 1310–1328.</ref> Momen dipol ikatan dihitung dengan mengalikan jumlah muatan yang dipisahkan serta jarak antar muatan.

Dipol ini dalam molekul dapat berinteraksi dengan dipol pada molekul lain, menciptakan [[gaya antarmolekul#interaksi dipol-dipol|gaya antarmolekul dipol-dipol]].

=== Klasifikasi ===
Ikatan dapat dikategorikan secara ekstrem<ref>Pauling, L. ''The Nature of the Chemical Bond. III. The Transition from One Extreme Bond Type to Another''. ''J. Am. Chem. Soc''. 1932. Vol. 54 (3). hlm. 988–1003. doi:10.1021/ja01342a022.</ref>sangat nonpolar atau sangat polar. Ikatan yang benar-benar nonpolar terjadi ketika elektronegativitas identik dan karenanya memiliki perbedaan nol. Ikatan polar sepenuhnya lebih tepat disebut [[ikatan ionik]], dan terjadi ketika perbedaan antara elektronegativitas cukup besar sehingga satu atom benar-benar mengambil elektron dari yang lain. Istilah "polar" dan "nonpolar" biasanya diterapkan pada [[ikatan kovalen]], yaitu ikatan di mana polaritasnya tidak lengkap. Untuk menentukan polaritas ikatan kovalen dengan menggunakan alat numerik, perbedaan antara elektronegativitas atom digunakan.

Polaritas ikatan biasanya dibagi menjadi tiga kelompok berdasarkan perbedaan elektronegativitas antara kedua atom yang berikatan. Menurut [[elektronegativitas#Elektronegativitas Pauling|skala Pauling]]:
* ''Ikatan nonpolar'' umumnya terjadi ketika perbedaan [[elektronegativitas]] antara kedua atom kurang dari 0.5
* ''Ikatan polar'' umumnya terjadi ketika perbedaan elektronegativitas antara kedua atom kira-kira antara 0.5 dan 2.0
* ''[[Ikatan ionik]]'' umumnya terjadi ketika perbedaan elektronegativitas antara dua atom lebih besar dari 2.0

Pauling mendasarkan skema klasifikasi ini pada '' karakter ionik parsial '' dari sebuah ikatan, yang merupakan fungsi perkiraan dari perbedaan elektronegativitas antara kedua atom yang berikatan. Ia memperkirakan bahwa selisih 1.7 sesuai dengan karakter ion 50%, sehingga perbedaan yang lebih besar sesuai dengan ikatan yang sebagian besar bersifat ionik.<ref>L. Pauling. [https://archive.org/details/natureofchemical00paul The Nature of the Chemical Bond]. Oxford University Press. 1960. hlm. [https://archive.org/details/natureofchemical00paul/page/98 98]–100.</ref>

== Polaritas molekul ==
Sementara molekul dapat digambarkan sebagai "kovalen polar", "kovalen nonpolar", atau "ionik", hal ini sering merupakan istilah relatif, dengan satu molekul hanya menjadi ''lebih polar'' atau ''lebih nonpolar'' daripada yang lain. Namun, sifat berikut adalah ciri molekul tersebut.

Sebuah molekul terdiri dari satu atau lebih ikatan kimia antara [[orbital molekul]] dari berbagai atom. Molekul dapat berupa kutub baik sebagai hasil ikatan polar karena perbedaan [[elektronegativitas]] seperti yang dijelaskan di atas, atau sebagai akibat dari pengaturan asimetris ikatan kovalen nonpolar dan pasangan elektron yang tidak terikat yang dikenal sebagai [[orbital molekul]].

=== Molekul polar ===
Molekul polar memiliki dipol bersih sebagai akibat dari muatan yang berlawanan (yaitu memiliki muatan positif parsial dan parsial negatif) dari ikatan polar yang disusun secara asimetris. [[Air]] (H<sub>2</sub>O) adalah contoh molekul polar karena memiliki muatan positif sedikit di satu sisi dan sedikit muatan negatif di sisi lain.<ref>Pople, J. A. [https://archive.org/details/sim_journal-of-chemical-physics_1953-12_21_12/page/2234 The Electronic Structure and Polarity of the Water Molecule]. ''J. Chem. Phys''. 1953. Vol. 21 (12). hlm. 2234. doi:10.1063/1.1698834.</ref> Dipol tersebut tidak saling meniadakan sehingga menghasilkan dipol bersih. Karena sifat kutub molekul air itu sendiri, molekul polar pada umumnya dapat larut dalam air. Contoh lainnya termasuk gula (seperti [[sukrosa]]), yang memiliki banyak gugus [[hidroksil|oksigen-hidrogen]] (−OH) polar dan secara keseluruhan sangat polar.

Jika [[momen dipol ikatan]] molekul tidak saling meniadakan, molekulnya bersifat polar. Misalnya, molekul [[air]] (H<sub>2</sub>O) mengandung dua ikatan O−H polar dalam suatu geometri [[geometri molekul tekuk|tekuk]] (nonlinear). Momen dipol ikatan tidak meniadakan, sehingga molekul tersebut membentuk [[dipol#dipol molekul|dipol]] dengan kutub negatif pada oksigen dan kutub positif di antara dua atom hidrogen. Pada gambar setiap ikatan bergabung dengan atom O pusat dengan muatan negatif (merah) ke atom H dengan muatan positif (biru).

Ketika membandingkan molekul kutub dan nonpolar dengan massa molar serupa, molekul polar pada umumnya memiliki titik didih lebih tinggi, karena interaksi dipol-dipol antara molekul polar menghasilkan daya tarik antarmolekul yang lebih kuat. Salah satu bentuk interaksi polar yang umum adalah [[ikatan hidrogen]], yang juga dikenal sebagai ikatan-H. Misalnya, air membentuk ikatan H dan memiliki [[massa molar]] M = 18 dan titik didih +100&nbsp;°C, dibandingkan dengan nonpolar [[metana]] dengan M = 16 dan titik didih –161&nbsp;°C.

=== Molekul nonpolar ===
Suatu molekul mungkin nonpolar baik bila terdapat pembagian elektron yang sama antara dua atom dari molekul diatomik atau akibat susunan ikatan kutub simetris dalam molekul yang lebih kompleks. Sebagai contoh, [[boron trifluorida]] (BF<sub>3</sub>) memiliki susunan trigonal planar dari tiga ikatan polar pada 120°. Hal ini menghasilkan keseluruhan dipol dalam molekul.

Contoh senyawa nonpolar rumah tangga meliputi lemak, minyak, dan bensin. Oleh karena itu, kebanyakan molekul nonpolar tidak larut dalam air ([[hidrofobik]]) pada suhu kamar. Banyak [[pelarut organik]] nonpolar, seperti [[terpentin]], yang mampu melarutkan zat polar.

Dalam molekul [[metana]] (CH<sub>4</sub>) empat ikatan C−H disusun secara tetrahedral di sekitar atom karbon. Setiap ikatan memiliki polaritas (meski tidak terlalu kuat). Namun, ikatannya disusun secara simetris sehingga tidak ada keseluruhan dipol dalam molekul. Molekul diatomik [[oksigen]] (O<sub>2</sub>) tidak memiliki polaritas dalam ikatan kovalen karena elektronegativitas yang sama, maka tidak ada polaritas dalam molekul.

=== Molekul amfifilik ===
Molekul besar yang memiliki satu ujung dengan gugus polar terlampir dan ujung lainnya dengan kelompok nonpolar digambarkan sebagai molekul [[amfifil]] atau amfifilik. Mereka merupakan [[surfaktan]] yang baik dan dapat membantu pembentukan emulsi stabil, atau campuran, air dan lemak. Surfaktan mengurangi tegangan antar muka antara minyak dan air dengan mengadsorpsi antarmuka cair-cair.

== Lihat pula ==
* [[Elektronegativitas]]
* [[Afinitas elektron]]
* [[Kerapatan elektron]]
* [[Koloid]]
* [[Deterjen]]
* [[Sifat kimia]]

== Pranala luar ==
* [http://hyperphysics.phy-astr.gsu.edu/hbase/Chemical/bond.html Chemical Bonding]
* [https://web.archive.org/web/20150109175856/http://dwb.unl.edu/Teacher/NSF/C06/C06Links/www.uis.edu/7Etrammell/organic/introduction/polarity.htm Polarity of Bonds and Molecules]
* [http://phet.colorado.edu/en/simulation/molecule-polarity Molecule Polarity]

== Referensi ==
<references />

== Sumber dan atribusi ==

Konten artikel ini diadaptasi dari [https://id.wikipedia.org/w/index.php?title=Polaritas+%28kimia%29&oldid=29577962 Wikipedia bahasa Indonesia], revisi 29577962 (2026-08-14T16:25:05Z), yang tersedia berdasarkan lisensi Creative Commons Atribusi-BerbagiSerupa (CC BY-SA). Mohon gunakan konten ini secara bijak serta sesuai dengan ketentuan lisensi yang berlaku.

<!-- WIKI_UNISSULA_PRESENTATION_V4 -->