Macam-Macam Ikatan Kimia dan Contohnya (Struktur Lewis,Ion, Kovalen, Kovalen Koordinasi,Ikatan Logam)

IKATAN KIMIA

Ikatan kimia adalah sebuah proses fisika yang bertanggung jawab dalam interaksi gaya tarik menarik antara dua atom atau molekul yang menyebabkan suatu senyawa diatomik atau poliatomik menjadi stabil.

A. Struktur Lewis

Perhatikan gambar struktur Lewis beberapa unsur berikut

Bagaimana hubungan antara susunan elektron valensi dengan struktur Lewis? Bagaimana Kestabilan unsur dapat berbentuk?
Unsur-unsur pada umumnya tidak stabil. Untuk mencapainya maka unsur-unsur tersebut harus berikatan dengan unsur lainnya.

1. Konfigurasi Elektron Gas Mulia

Golongan gas mulia pada sistem periodik terdiri dari unsur-unsur yang stabil dan tidak reaktif. gas mulia mempunya elektron pada kulit terluar , dua untuk He dan delapan untuk Ne, Ar, Kr, Xe, dan Rn.

2. Teori Oktet dan Duplet

    Pada tahun 1916, Walter Kossel dan Gilbert N. Lewis menemukan adanya hubungan antara kestabilan gas mulia dan cara atom-atom saling berikatan. Kedua ilmuan itu mengemukakan:
jumlah elektron pada kulit terluar dari dua atom yang berikatan akan berubah sedemikian rupa sehingga konfigurasi elektrron kedua atom sama dengan konfigurasi elektron gas mulia (8elektron pada kulit terluarnya) yang disebut aturan oktet . Adapun yang membentuk konfigurasi elektron stabil dengan 2 elektron pada kulit terluarnya disebut aturan duplet.
   Pada umumnya elektron terluar dari suatu atom kurang dari 8. Atom-atom tersebut membentuk konfigurasi elektron yang stabil dengan melepaskan atau menangkap elektron dari atom lain atau menggunakan elektron bersama-sama.
    Unsur alkali dan alkali tanah dengan nomor atom yang lebih besar mencapai kestabilannya dengan membentuk konfigurasi elektron dengan melepas elektron membentuk ion positif (oktet).
Contoh :   Na     -->   Na+ + e-
              (2. 1. 7)         (2. 8 )

Untuk unsur golongan VIA dan VIIA cenderung menerima elektron untuk mencapai kestabilan elektron dengan membentuk ion negatif (oktet).
contoh :    Cl   + e-    --> Cl-
         (2. 8. 7)    (2. 8. 8)

   Penggunaan elektron secara bersama-sama dapat terjadi pada atom yang memiliki keelektronegatifan tinggi atau atom yang sukar melepas elektronnya. Hal ini terjadi pada senyawa dengan ikatan kovalen/antarlogam , kedua atom kekurangan sejumlah elektron sehingga mencapai kestabilan dengan cara memakai bersama elektron valensinya. Contoh : ikatan antar sesama atom F.

3. Pengecualian Teori Oktet

   a. Senyawa yang atom pusatnya mempunyai elektron valensi kurang dari 4 sehingga tidak mencapai teori oktet. contoh : BeCl2, BCl3, dan AlBr3.
   b. senyawa dengan jumlah elektron valensi ganjil . Contoh : NO2 (jumlah elektron valensi =5 + 6 + 6 =17)
   c. Senyawa yang melampaui teori oktet, dimana unsur periode 3 atau lebih dapat menampung lebih dari 8 elektron pada kulit terluarnya (kulit M maksimum 18 elektron). Contoh : PCl5, SF6, ClF3, dan SbCl5.

Ketiga pengecualian tersebut dapat digambarkan sebagai berikut

4. Struktur Lewis

Struktur lewis berguna untuk memahami penggunaan elektron bersama pada ikatan.

Struktur ini merupakan lambang atom yang dikelilingi sejumlah elektron valensinya yang digambarkan dengan lingkaran kecil.

B. Ikatan Ion dan Ikatan Kovalen

Mengapa senyawa ada yang memiliki titik leleh rendah dan ada yang memiliki titik leleh tinggi? Apakah hal tersebut dipengaruhi oleh ikatannya?

1. Ikatan Ion

    Ikatan ion terbentuk akibat gaya elektrostatis anta ion yang berlawanan muatan (negatif dan positif) sebagai akibaat serah terima elektron dari satu atom ke atom lain yang biasa terjadi antara atom unsur logam dengan atom unsur nonlogam. Ion positif terbentuk karena suatu atom melepaskan elektron yaitu atom unsur logam. Ion negatif terbentuk karena suatu atom menerima elektron yaitu unsur nonlogam.
    Pada pembentukan ikatan ion, dimana atom logam melepaskan elektron membentuk ion positif, elektron yang dilepaskan diterima oleh atom nonlogam membentuk ion negatif. Ion positif dan ion negatif saling menarik dan trjadi serah terima elektron yang kemudian membentuk senyawa dengan ikatan ion.
    Pada pembentukan garam NaCl, aton Na melepaskan elektron membentuk ion positif, elektron yang dilepaskan tersebut diterima oleh unsur Cl membentuk ion negatif.

Reaksi : Na+ + Cl- --> NaCl

Sifat zat yang dibentuk oleh ikatan ion sebagai berikut

a. Wujud cair dapat menghantarkan listrik
b. Dalam wujud padat berbentuk kristal
c. Titik didih dan titik leleh lebih tinggi
d. Larut dalam pelarut polar (air)
e. Bersifat keras tapi rapuh.
f. Membentuk struktur raksasa dengan struktur kristal yang teratur.

2. Ikatan Kovalen

Pembentukan ikatan kovalen terjadi karena penggunaan elektron bersama-sama. Secara umum ikatan kovalen terjadi pada ikatan atom nonlogam dengan atom nonlogam. Atom-atom nonlogam cenderung menerima elektron yang menyebabkan antar atom nonlogam saling bergabung dan membentuk pasangan elektron bersama untuk mencapai keadaan yang stabil.
Macam-macam ikatan kovalen sebagai berikut
a. Ikatan Kovalen Tunggal
Ikatan kovalen tunggal terjadi pada senyawa seperti berikut.

1) Pembentukan molekul H2 dari atom-atom H. Atom H mempunyai 1 elektron. Unsur 1H terletak pada periode 1, maka atom H stabil, jika elektron valensinya 2 (seperti He). Jadi, atom H yang satu dengan yang lain saling meminjamkan elektronnya membentuk molekul H2. Reaksinya

2) pembentukan molekul Cl2. atom 17Cl memiliki jumlah elektron pada setiap kulit atomnya : 2. 8. 7. Agar mempunyai susunan elektron seperti susunan elektron gas mulia, maka Cl yang mempunyai 7 elektron valensi perlu 1 elektron lagi. ketujuh buah elektron pada kulit terluar ada dalam orbital p yang tersusun atas 3 buah suborbital. dengan demikian , ketujuh elektron tersebut ada dalam susuann 6 buah pasang elektron membentuk pasangan ( 3 pasang elektron) dan sebuah elektron tetap ada dalam keadaan tunggal. Dalam bentuk struktur Lewis susunan elektron pada kulit terluar dari Cl dapat dituliskan sebagai Cl yang dikelilingi oleh 3 buah pasang elektron dan 1 buah elektron tunggal .

3) Pembentukan molekul HCl . Atom 17Cl mempunyai konfigurasi elektron 2. 8. 7. Berarti baik atom H maupun atom HCl memerlukan 1 elektron lagi untuk mencapai susunan elektron stabil. Jadi, kedua atom ini saling meminjamkan 1 elektron valensinya. Dalam ikatan-ikatan kimia , yang berperan adalah elektron valensinya, maka yang kita gambarkan cukup elektron valensinya saja.

b. Ikatan Kovalen Rangkap Dua

Ikatan yang ada dalam molekul oksigen (O2) merupakan ikatan kovalen rangkap dua. Dengan nomor atom atom 8, oksigen mempunyai susunan elektron 2. 6 pada kulit-kulit atomnya. Dengan demikian , oksigen mempunyai 6 elektron valensi dan memerlukan 2 elektron lagi supaya stabil seperti susunan elektron pada gas mulia. Dalam bentuk struktur Lewis pembentukan ikatan kovalen antar atom oksigen dalam membentuk oksigen dpat dituliskan

c. Ikatan Kovalen Rangkap Tiga

Contoh senyawa yang di dalamnya mengandung ikatan kivalen rangkap tiga adalah molekul nitrogen (N2). Dengan nomor atom 7, nitrogen mempunyai susunan elektron 2. 5 pada kulit-kulit atomnya. Berarti N mempunyai 5 elektron valensi sehingga perlu 3 elektron lagi supaya stabil seperti susunan elektron gas mulia. Dalam bentuk struktur Lewis, pembentukan ikatan kovalen yang terjadi dalam molekul N2 dapat digambarkan sebagi berikut

Sifat zat yang terbentuk dari ikatan kovalen sebagai berikut

a. Senyawa kovalen polar dapat menghantarkan listrik
b. Senyawa kovalen nonpolar tidak dapat menghantarkan listrik
c. Titik didih dan titik leleh relatif lebih rendah dari senyawa ion.
d. Mudah larut dalam pelarut nonpolar
e. Mudah menguap
f. Membentuk struktur molekul sederhana dan struktur molekul raksasa

C. Ikatan Kovalen Koordinasi

Ikatan kovalen koordinasi terjadi apabila pasangan elektron yang digunakan untuk berikatan hanya berasal dari salah satu atom yang berikatan. Dengan demikian, atom-atom yang berikatan secara kovalen koordinasi salah satunya harus mempunyai pasangan elektron bebas dan atom pasangannya harus mempunyai orbital kosong . Ikatan ini sering juga dinamakan ikatan datif atau semipola.
Sebagai contoh : pada pembentukan ikatan kovalen koordinasi dalam NH4+ yang dibentuk dari NH3 dan ion H+ melalui reaksi NH3 + H+ --> NH4

Pada molekul NH3, atom mempunyai 1 pasang elektron bebas yang digunakan untuk mengikat ion H+ dengan membentuk ikatan kovalen koordinasi.

D. Senyawa Kovalen Polar dan Nonpolar

   Senyawa apa yang memiliki titik didih paling tinggi dan paling rendah? Mengapa hal tersebut dapat terjadi ?
   Polaritas dalam suatu ikatan antaratom terjadi akibat adanya perbedaan keelektronegatifan antara dua atom yang berikatan tersebut. Keelektronegatifan suatu unsur merupakan ukuran akan kecenderungan suatu atom untuk menarik elektron yang digunakan bersama oleh dua atom yang berikatan.
Umumnya atom-atom dengan jari-jari atom kecil mempunyai kecenderungan lebih besar dalam menarik elektron daripada atom-atom dengan jari-jari besar. dengan demikian dapat dikatakan bahwa atom-atom dengan ukuran yang lebih kecil umumnya lebih bersifat   elektronegatif. Apabila pengertian keelektronegatifan ini dikaitkan dengan tabel periodik unsur, dapat dimengerti kalau keelektronegatifan unsur cenderung makin besar dari kiri ke kanan dalam satu periode dan cenderung makin besar pula bawah ke atas dalam satu golongan.

1. Senyawa Kovalen Polar

     Ikatan kovalen bersifat polar apabila distribusi elektron ikatan yang tidak ada tidak persis terletak di tengah-tengah kedua atom yang berikatan . Atom yang lebih kuat menarik elektron ikatan akan mempunyai muatan negatif sebagai (parsial negatif), dan atom yang lebih lemah dalam menarik elektron ikatan akan bermuatan parsial positif. Dengan demikian, senyawa kovalen polar merupakan senyawa yang minimal tersusun dari dua atom yang berbeda seperti asam klorida (HCl).
      Molekul HCl terdiri dari dua atom yang berbeda yaitu atom H dan atom Cl yang masing-masing mempunyai harga keelektronegatifan yang berbeda . Kelektronegatifan Cl jauh lebih besar daripada keelektronegatifan H sehingga ikatan elektron akan tertarik ke arah Cl . Dengan demikian muatan Cl akan menjadi parsial negatif dan H akan menjadi parsial positif. Molekul HCl akan terjadi dua kutub muatan yaitu Cl relatif negatif dan H relatif positif. Muatan yang berbeda disebut dipol d+(bermuatan positif)dan d- (bermuatan negatif).
      Suatu senyawa yang ada di dalamnya tersusun dari atom-atom yang berikatan kovalen dinamakan dengan senyawa kovalen. Senyawa kovalen bersifat polar apabila senyawa tersebut:

a. Berbentuk tidak simetris, artinya tidak mempunyai bidang simetri
     Contoh : H2O dan NH3
b.   Mempunyai momen dipol
    Momen dipol akan timbul apabila senyawa kovalen tersebut tersusun dari dua atom dengan keelektronegatifan yang berbeda.
     Contoh :   HCl dan HBr

2. Senyawa Kovalen Nonpolar

Kebalikan dengan ikatan kovalen polar, ikatan kovalen nonpolar biasanya terjadi pada ikatan yang ada

diantara dua atom yang sama seperti Cl2, H2, O2, N2 dan sebagainya. Ikatan yang terjadi merupakan ikatan kovalen nonpolar mengingat tidak adanya perbedaan keelektronegatifan antara dua atom yang sama (misalnya Cl dengan Cl, H dengan H).
Senyawa-senyawa dengan ikatan kovalen nonpolar didalamnya dinamakan dengan senyawa kovalen nonpolar. Dengan demikian, tidak ada muatan parsial baik positif maupun negatif dalam molekul-molekul tersebut.
Secara umum senyawa kovalen nonpolar mempunyai ciri sebagai berikut.
a. Berbentuk simetris, artinya senyawa tersebut mempunyai bidang simetri pada ikatannya , misalnya senyawa CH4. Meskipun C dan H penyusun senyawa CH4 mempunyai keelektronegatifan yang berbeda, tetapi karena molekul CH4 berbentuk simetris, maka senyawa itu merupakan senyawa kovalen nonpolar.
b. Tidak mempunyai momen dipol. Contoh : CCl4, CH4 dan CBr4.

Polar tidaknya molekul poliatom dapat diperiksa dengan menggambarkan kepolaran sebagai vektor yang arahnya dari kutub positif ke kutub negatif. Jika resultan vektor dalam satu molekul sama dengan nol, berarti molekul itu bersifat nonpolar. Sebaliknya, jika resultan vektor tersebut tidak sama dengan nol berarti molekul itu bersifat polar. Perhatikan beberapa contoh berikut.

Momen dipol dari beberapa senyawa diberikan dalam tabel berikut. Tabel tersebut menunjukan bahwa senyawa nonpolara mempunyai momen dipol sama dengan nol. Makin besar perbedaan keelektronegatifan makin besar pula momen dipol dan makin besar sifat kepolaran senyawa tersebut.

Senyawa	Momen Dipol	Senyawa	Momen Dipol (Debeye)
HF HCl HBr Hl NH3	1,91 1,03 0,78 0,38 1,49	CO2 CH4 H2O SO2 BCl3	0,00 0,00 1,85 2,62 0,00

Molekul polar tertarik kedalam medan magnet atau dengan medan listrik. Sifat ini dapat digunakan untuk menunjukan kepolaran . Perhatikan percobaan yang ditunjukan dalam gambar A dan B. Buret A berisi senyawa polar dan dibelokkan oleh batang politena yang bermuatan listrik, sedangkan buret B berisi senyawa nonpolar yang tidak dibelokan oleh batang politena.

E. Ikatan Logam

   Ikatan logam adalah ikatan antar atom logam dalam satu unsur logam dengan interaksi antar elektron valensi. Unsur logam mempunyai kecenderungan untuk menjadi ion positif karena energi potensial ionisasi yang rendah dan mempunyai elektron valensi sedikit. Hal ini berakibat bahwa elektron valensi dalam atom-atom logam bebas bergerak dari atom yang satu ke atom lainyya untuk membentuk suatu ikatan yang disebut dengan ikatan logam. Kenyataan ini dapat dipakai untuk menerangkan mengapa logam merupakan penghantar panas dan listrik yang baik.
   Logam tersusun secara teratur dalam suatu kisi kristal yang terdiri dari ion positif logam dalam larutan elektron valensi. elektron-elektron ini bergerak bebas mengelilingi inti atom yang ada di dalam kristal.
     Larutan elektron dalam kristal logam memegang erat ion-ion positif pada logam sehingga bila logam dipukul/ditempa tidak akan pecah, tetapi akan menggeser. Karena itu logam bersifat ulet, dapat ditempa, dan diulur menjadi kawat.
    Sifat zat yang dibentuk dari ikatan logam adalah sebagai berikut.
1. Dapat menghantarkan panas dan listrik.
2. Memiliki kekerasan yang tinggi.
3. Mudah ditempa, dibengkokan, dan ditarik.
4. Mempunyai sifat mengkilap.
5. Membentuk struktur raksasa.

F. Bentuk Molekul

bentuk molekul berhubungan dengan susunan ruang atom-atom dalam molekul. Semakin banyak atom penyusun molekul, semakin kompleks bentuk molekulnya. Bentuk molekul ini dapat diramalkan berdasarkan teori tolak-menolak elektro-elektron pada kulit luar atom pusatnya yaitu domain elektron.

1. Teori Domain Elektron

Teori domain elektron merupakan cara untuk meramalkan bentuk molekul yang didasarkan pada gaya tolak-menolak elektro-elektron pada kulit luar atom pusat. Teori ini sebagai penyempurna teori VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion).

Prinsip-prinsip dalam teori ini sebagai berikut.
a. Gaya tolak-menolak antardomain elektron minimum. Susunan ruang domain dengan tolakan minimum dihasilkan oleh 2-6 domain. Dibeerikan gambar sebagai berikut.

b. Kekuatan tolak-menolak antara domain elektron sebagai berikut.
Tolakan antardomain elektron bebas > tolakan antara domain elektron bebas dan domain elektron ikatan> tolakan antardomainelektron ikatan.
c. Bentuk molekul ditentukan oleh pasangan elektron ikatannya

2. Merumuskan Tipe Molekul

a. Atom pusat dilambangkan dengan A
b. Domain elektron ikatan dilambangkan dengan X.
c. Domain elektron bebas dinyatakan dengan E.
Beberapa tipe molekul ditabelkan sebagai berikut.

Rumus/tipe molekul dapat ditentukan melalui:
a. Jumlah elektron valensi atom pusat (EF)
b. jumlah domain elektron ikatan (X)
c. jumlah domain elektron bebas (E), dimana E = EV-X / 2
Penentuan tersebut hanya berlaku untuk senyawa biner berikatan tunggal. Untuk yang berikatan rangkap atau kovalen, jumlah elektron ikatan =2x jumlah ikatan. Geometri/bentuk molekul dapat ditentukan melalui langkah-langkah berikut.
a. Menentukan tipe molekul
b. Menggambar susunan ruang domain-domain elektron di sekitar atom pusat yang memberikan tolakan minimum.
c. Menetapkan pasangan terikat.
d. Menetapkan geomaetri molekul.

3. Teori Hibridisasi

Selain dengan teori domain elektron, bentuk molekul dapat ditentukan melalui hibridisasi konfigurasi elektronnya.
Contoh; Bentuk orbital pada senyawa BCl3.
Atom B (Z=5) mempunyai konfigurasi elektron 5B= 1s^2 2s^2 2p^1 (keadaan standar)

G. Interaksi Antarpartikel

1. Gaya Antarpartikel (Interaksi Antarpartikel)
a. Gaya Tarik-Menarik Dipol Sesaat-Dipol Terimbas (Gaya London)
Elektron senantiasa bergerak dalam orbital. Perpindahan elektron dari suatu orbital ke orbital lain membawa akibat bagi suatu molekul yang secara normal bersifat nonpolar berubah menjadi polar karena terbentuknya dua kutub (dipol). Dipol yang tebentuk dengan cara ini disebut dipol sesaat karena dipo ini dapat berpindah-pindah dan pada suatu saat hilang atau berbalik arah.
Dipol sesaat pada suatu molekul dapat mengimbas molekul sekitarnya sehingga membentuk dipol terimbas dan menghasilkan gaya tarik menarik antara molekul yang lemah. Gaya tarik-menarik ini disebut gaya London . Kemudahan suatu molekul untuk membentuk dipol sesaat atau untuk mengimbas dinamakan polarisabilitas. Polarisabilitas ini berkaitan dengan massa molekul relatif (Mr) dan bentuk molekul. Semakin besar massa molekul relatif, molekul semakin mudah mengalami polarisasi sehingga semakin kuat gaya Londonnya.

Untuk dua buah molekul yang mempunyai massa molekul relatif sama besar, molekul yang bentuknya panjang lebih mudah mengalami polarisasi dibandingkan dengan molekul yang kecil, kompak, dan simetris. Polarisabilitas juga berkaitan dengan sifat suatu zat, khususnya titik didih. Semakin mudah molekul mengalami polaarisasi, semakin tinggi titk didihnya. Oleh karena itu, semakin besar massa molekul relatif suatu zat, semakin tinggi titik didihnya.

Gaya London (gaya dipersi) relatif lemah. Suatu zat yang molekulnya hanya bertarikan berdasarkan gaya London mempunyai titik didih yang lebih rendah bila dibandingkan dengan zat lain yang massa molekul relatifnya hampir sama yang bertarikan tidak hanya berdasarkan gaya London.

b. Gaya Tarik Dipol-Dipol Terimbas

Suatu molekul polar mempunyai dipol yang permanen . Dipol permanen ini menginduksi (mengimbas) awan elektron molekul nonpolar sehingga berbentuk dipol terinduksi (terimbas).

c. Gaya Tarik Dipol-Dipol

Molekul -molekul yang mempunyai bentuk tidak simetri akan bersifat polar dan mempunyai dua ujung yang berbeda muatan (dipol). Molekul-molekul ini cenderung menyusun diri dengan cara saling mendekatkan ujung yang berbeda muatan (ujung positif dari suatu molekul dengan ujung negatif molekul lainnya). susunan molekul seperti ini akan mengahsilakan gaya tarik-menarik yang dinamakan gaya tarik dipol-dipol .Gaya tarik ini lebih kuat daripada gaya dispersi (gaya London) sehingga senyawa polar cenderung mempunyai titik didih dan titik cair yang lebih tinggi daripada senyawa nonpolar yang mempunyai massa molekul hampir sama. Oleh karena itu , gaya dipol-dipol dapat digunakan untuk membandingkan zat-zat yang mempunyai massa molekul relatif yang hampir sama.
d. Ikatan Hidrogen
Ikatan hidrogen adalah ikatan antarmolekul yang sangat polar dan mengandung atom hidrogen. Ikatan hidrogen dapat terjadi antara unsur yang sangat elektronegatif (F, O, dan N)
dengan hidrogen . Contoh senyawa yang mempunyai ikatan hidrogen adalah HF, H2O, dan NH3 .
Dalam molekul air , atom O bersifat sangat elektronegatif sehingga pasangan elektron antara atom O dan H lebih tertarik ke arah atom O. Akibatnya terbentuk dipol.
Antara atom hidrogen dan oksigen yang berlainan molekul terjadi semacam jembatan yang disebut ikatan hidrogen. Ikatan hidrogen jauh lebih kuat daripada gaya-gaya Van der waals. Zat yang mempunyai ikatan hidrogen mempunyai titik didih dan titik cair yang relatif tinggi karena untuk memutuskan ikatan hidrogen diperlukan energi yang besar.

2. Sifat-Sifat yang Dipengaruhi Gaya Antar Partikel

      Titik didih senyawa hidrida dari unsur-unsur golongan IVA, VA, VIA, dan VIIA dapat dilihat dari grafik. Perilaku normal ditunjukan oleh hidrida dari unsur-unsur golongan IVA yaitu titik didih meningkaat sesuai dengan penambahan massa molekul. Kecenderungan itu sesuai dengan diharapkan , karena dari CH4 ke SnH massa molekull relatif meningkat sehingga gaya Van Der Waals juga makin kuat.
     Akan tetapi tiga pengecualian terlihat pada grafik, yakni HF, H2O, dan NH3. Ketiga senyawa itu mempunyai titik didih yang luarbiasa tinggi dibandingkan anggota lain dalam kelompoknya. Fakta itu menunjukan adanya gaya tarik menarik antar partikel yang sangat kuat dalam senyawa-senyawa tersebut.
    Dari uraian diatas, dapat disimpulkan bahwa sifa-sifat Zat dapat dipengaruhi gaya antar partikel, antara lain sebagai berikut.
a. Semakin kuat gaya antarpartikelnya, titik didihnya semakin tinggi.
b. Semakin kuat gaya antar partikelnya, tegangan permukaan zat cair semakin besar.
c. Semakin kuat gaya antar partikel zat cai dengan permukaan, maka semakin mudah zat cair tersebut membasahi permukaan.
d. Semakin kuat gaya antarpartikel zat cair, maka semakin kental.