ASAM BASA

Teori Asam Basa

Asam dan basa adalah dua golongan zat kimia yang sangat umum ditemukan di sekitar kita. Sebagai contoh, cuka, asam sitrun, dan asam dalam lambung tergolong asam, sedangkan kapur sirih dan soda api tergolong basa. Asam dan basa memiliki sifat-sifat yang berbeda. Pada mulanya, asam dan basa dibedakan berdasarkan rasanya, di mana asam terasa masam sedangkan basa terasa pahit dan licin seperti sabun. Namun, secara umum zat-zat asam maupun basa bersifat korosif dan beracun — khususnya dalam bentuk larutan dengan kadar tinggi — sehingga sangat berbahaya jika diuji sifatnya dengan metode merasakannya.Seiring perkembangan ilmu pengetahuan dan teknologi, pembedaan asam dan basa pun dapat dilakukan dengan menggunakan indikator seperti kertas lakmus dan indikator universal ataupun instrumen pH meter. Larutan asam akan memerahkan kertas lakmus biru, sedangkan larutan basa akan membirukan kertas lakmus merah. Pada pengujian zat dengan pH meter, larutan asam akan menunjukkan pH lebih kecil dari 7, sedangkan larutan basa akan menunjukkan pH lebih besar dari 7. Larutant dengan pH sama dengan 7 disebut netral.

Teori Asam Basa Arrhenius

Teori ini pertama kalinya dikemukakan pada tahun 1884 oleh Svante August Arrhenius. Menurut Arrhenius, definisi dari asam dan basa, yaitu:

• asam adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air melepaskan ion H+.
• basa adalah senyawa yang jika dilarutkan dalam air melepaskan ion OH−.

Gas asam klorida (HCl) yang sangat larut dalam air tergolong asam Arrhenius, sebagaimana HCl dapat terurai menjadi ion H+dan Cl− di dalam air. Berbeda halnya dengan metana (CH4) yang bukan asam Arrhenius karena tidak dapat menghasilkan ion H+ dalam air meskipun memiliki atom H. Natrium hidroksida (NaOH) termasuk basa Arrhenius, sebagaimana NaOH merupakan senyawa ionik yang terdisosiasi menjadi ion Na+ dan OH− ketika dilarutkan dalam air. Konsep asam dan basa Arrhenius ini terbatas pada kondisi air sebagai pelarut.

Teori Asam Basa Brønsted–Lowry

Pada tahun 1923, Johannes N. Brønsted dan Thomas M. Lowry secara terpisah mengajukan definisi asam dan basa yang lebih luas. Konsep yang diajukan tersebut didasarkan pada fakta bahwa reaksi asam–basa melibatkan transfer proton (ion H+) dari satu zat ke zat lainnya. Proses transfer proton ini selalu melibatkan asam sebagai pemberi/donor proton dan basa sebagai penerima/akseptor proton. Jadi, menurut definisi asam basa Brønsted–Lowry,

• asam adalah donor proton.
• basa adalah akseptor proton.

Jika ditinjau dengan teori Brønsted–Lowry, pada reaksi ionisasi HCl ketika dilarutkan dalam air, HCl berperan sebagai asam dan H2O sebagai basa.

HCl(aq) + H2O(l) → Cl−(aq) + H3O+(aq)HCl berubah menjadi ion Cl− setelah memberikan proton (H+) kepada H2O. H2O menerima proton dengan menggunakan sepasang elektron bebas pada atom O untuk berikatan dengan H+ sehingga terbentuk ion hidronium (H3O+).

Sedangkan pada reaksi ionisasi NH3 ketika dilarutkan dalam air, NH3 berperan sebagai basa dan H2O sebagai asam.

NH3(aq) + H2O(l) ⇌ NH4+(aq) + OH−(aq)

NH3 menerima proton (H+) dari H2O dengan menggunakan sepasang elektron bebas pada atom N untuk berikatan dengan H+ sehingga terbentuk ion ammonium (NH4+). H2O berubah menjadi ion OH− setelah memberikan proton (H+) kepada NH3.

Dari kedua contoh tersebut terlihat bahwa (1) asam Brønsted–Lowry harus mempunyai atom hidrogen yang dapat terlepas sebagai ion H+; dan (2) basa Brønsted–Lowry harus mempunyai pasangan elektron bebas yang dapat berikatan dengan ion H+.Kelebihan definisi oleh Brønsted–Lowry dibanding definisi oleh Arrhenius adalah dapat menjelaskan reaksi-reaksi asam–basa dalam fase gas, padat, cair, larutan dengan pelarut selain air, ataupun campuran heterogen. Sebagai contoh, reaksi antara gas NH3 (basa) dan gas HCl (asam) membentuk asap NH4Cl.

NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s)

Beberapa zat dapat bertindak sebagai asam, namun juga dapat sebagai basa pada reaksi yang lain, misalnya H2O, HCO3−, dan H2PO4−. Zat demikian disebut amfiprotik. Suatu zat amfiprotik (misalnya H2O) akan bertindak sebagai asam bila direaksikan dengan zat yang lebih basa darinya (misalnya NH3) dan bertindak sebagai basa bila direaksikan dengan zat yang lebih asam darinya (misalnya HCl).

Teori Asam Basa Lewis

Pada tahun 1923, G. N. Lewis mengemukakan teori asam basa yang lebih luas dibanding kedua teori sebelumnya dengan menekankan pada pasangan elektron yang berkaitan dengan struktur dan ikatan. Menurut definisi asam basa Lewis,

• asam adalah akseptor pasangan elektron.
• basa adalah donor pasangan elektron.

Berdasarkan definisi Lewis, asam yang berperan sebagai spesi penerima pasangan elektron tidak hanya H+. Senyawa yang memiliki orbital kosong pada kulit valensi seperti BF3 juga dapat berperan sebagai asam. Sebagai contoh, reaksi antara BF3 dan NH3 merupakan reaksi asam–basa, di mana BF3 sebagai asam Lewis dan NH3 sebagai basa Lewis. NH3 memberikan pasangan elektron kepada BF3 sehingga membentuk ikatan kovalen koordinasi antara keduanya.

Kelebihan definisi asam basa Lewis adalah dapat menjelaskan reaksi-reaksi asam–basa lain dalam fase padat, gas, dan medium pelarut selain air yang tidak melibatkan transfer proton. Misalnya, reaksi-reaksi antara oksida asam (misalnya CO2 dan SO2) dengan oksida basa (misalnya MgO dan CaO), reaksi-reaksi pembentukan ion kompleks seperti [Fe(CN)6]3−, [Al(H2O)6]3+, dan [Cu(NH3)4]2+, dan sebagian reaksi dalam kimia organik.

Indikator asam-basa

Tabel berikut ini berisi beberapa indikator pH yang umum digunakan di laboratorium. Indikator biasanya memberi perubahan warna pada nilai pH yang tertulis pada nilai transisi. Contohnya, fenol merah menghasilkan warna jingga antara pH 6.8 dan pH 8.4. Rentang transisi mungkin berbeda sedikit bergantung pada konsentrasi indikator dalam larutan dan pada suhu di mana indikator tersebut digunakan. Gambar di sebelah kanan menunjukkan rentang dan perubahan warna yang terjadi pada indikator tersebut.^[4]

Perubahan warna pada indikator Bromotimol biru, Metil jingga dan Fenolftalein

Indikator	Warna pada pH batas bawah	Batas transisi bawah	Batas transisi atas	Warna pada pH batas atas
Gentian violet (Metil ungu 10B)	kuning	0.0	2.0	biru-violet
Malasit hijau (transisi pertama)	kuning	0.0	2.0	hijau
Malasit hijau (transisi kedua)	hijau	11.6	14.0	tak berwarna
Timol biru (transisi pertama)	merah	1.2	2.8	kuning
Timol biru (transisi kedua)	kuning	8.0	9.6	biru
Metil kuning	merah	2.9	4.0	kuning
Bromofenol biru	kuning	3.0	4.6	biru
Merah kongo	biru-violet	3.0	5.0	merah
Metil jingga	merah	3.1	4.4	kuning
Bromokresol hijau	kuning	3.8	5.4	biru
Metil merah	merah	4.4	6.2	kuning
Metil ungu	ungu	4.8	5.4	hijau
Azolitmin	merah	4.5	8.3	biru
Bromokresol ungu	kuning	5.2	6.8	ungu
Bromotimol biru	kuning	6.0	7.6	biru
Fenol merah	kuning	6.4	8.0	merah
Merah netral	merah	6.8	8.0	kuning
Naftolftalein	merah pucah	7.3	8.7	biru kehijauan
Kresol merah	kuning	7.2	8.8	ungu-kemerahan
Kresolftalein	tidak berwarna	8.2	9.8	ungu
Fenolftalein	tidak berwarna	8.3	10.0	ungu-merah muda
Timolftalein	tidak berwarna	9.3	10.5	biru
Alizarin kuning R	kuning	10.2	12.0	merah
Indigo carmine	biru	11.4	13.0	kuning

Indikator pH alamSunting

Struktur umum senyawaan antosianin

Banyak tumbuhan yang mengandung zat kimia yang berasal dari senyawa famili antosianin yang berwarna secara alami. Mereka berwarna merah dalam larutan asam dan biru dalam larutan basa. Antosianin dapat diekstrak dengan air atau pelarut lain dari banyak tumbuhan berwarna atau bagian tumbuhan, termasuk dari daun (kubis merah); bunga (geranium, poppy, atau kelopak mawar); beri (blueberry, blackcurrant); dan batang (rhubarb). Ekstraksi antosianin dari tanaman rumah tangga, terutama kubis merah, untuk membentuk indikator pH mentah adalah pengantar kimia demonstrasi yang populer.

Dahftar pustaka 

https://id.m.wikipedia.org/wiki/Indikator_asam-basa
https://www.studiobelajar.com/teori-asam-basa/

Materi ikatan dan unsur

Ikatan dan unsur

A.  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. Penjelasan mengenai gaya tarik menarik ini sangatlah rumit dan dijelaskan oleh elektrodinamika kuantum. Dalam praktiknya, para kimiawan biasanya bergantung pada teori kuantum atau penjelasan kualitatif yang kurang kaku (namun lebih mudah untuk dijelaskan) dalam menjelaskan ikatan kimia. Secara umum, ikatan kimia yang kuat diasosiasikan dengan transfer elektron antara dua atom yang berpartisipasi. Ikatan kimia menjaga molekul-molekul, kristal, dan gas-gas diatomik untuk tetap bersama. Selain itu ikatan kimia juga menentukan struktur suatu zat.

Kekuatan ikatan-ikatan kimia sangatlah bervariasi. Pada umumnya, ikatan kovalen dan ikatan ion dianggap sebagai ikatan "kuat", sedangkan ikatan hidrogen dan ikatan van der Waals dianggap sebagai ikatan "lemah". Hal yang perlu diperhatikan adalah bahwa ikatan "lemah" yang paling kuat dapat lebih kuat daripada ikatan "kuat" yang paling lemah.

1. Ikatan Antar Atom

I     a. katan Ion

Google Image - Pengertian, Jenis - Jenis Ikatan Kimia serta Contohnya Lengkap

Ikatan ion adalah ikatan yang terbentuk karena adanya gaya tarik menarik elektro statis antara ion ositif dan ion negatif.ikatn ini terjadi antara unsur logam dan unur nonlogam. Senyawa yang berikatan ion disebut dengan senyawa ionik. Ciri – ciri senyawaionik yaitu:

a.       Mempunyai titik didih dan titik leleh tinggi;

b.      Pada suhu kamar berbentuk padat;

c.       Dalam keadaan murni bersifat konduktor.

Contoh ikatan ion antara lain: NaCl, NaF, KI dan lain – lain.

b.  Ikatan Kovalen

Google Image - Pengertian, Jenis - Jenis Ikatan Kimia serta Contohnya Lengkap

Ikatan kovalen adalah ikatan yang terbentuk karena penggunaan bersama pasangan elektron oleh dua atom yang saling berikatan. Ikatan ini terjadi antara unsur nonlogam dengan unsur nonlogam. Senyawa yang berikatan kovalen disebut senyawa kovalen. Ciri – ciri senyawa kovalen yaitu:

a.       Dalam keadaan murni bersifat isolator;

b.      Mempunyai 3 wujud yaitu padat, cair, dan gas;

c.       Mempunyai titik didih dan titik leleh rendah.

Contoh ikatan kovalen yaitu: NH3, CH4, PCl5, dan lain – lain.

c. Ikatan logam

Ikatan logam adalah salah satu ikatan kimia yang terjadi akibat gaya tarik elektrostatik antara elektron (awan elektron) dan ion logam bermuatan positif (kation) pada masing-masing atom.
Logam membentuk struktur raksasa di mana elektron di kulit terluar atom bebas bergerak. Ikatan logam sangat kuat, sehingga logam dapat mempertahankan struktur yang teratur dan biasanya memiliki titik leleh dan titik didih yang tinggi.

Logam adalah konduktor listrik dan panas yang baik, karena elektron valensi pada logam bebas membawa muatan atau energi panas. Sifat lain dari logam adalah mudah ditempa dan lentur.           

2.ikatan molekul   

Gaya antarmolekul adalah gaya aksi di antara molekul-molekul yang menimbulkantarikan antarmolekul dengan berbagai tingkat kekuatan.

a. Ikatan Hidrogen

Ikatan hidrogen merupakan gaya tarik menarik antara atom H dengan atom lain yang mempunyai keelektronegatifan besar pada satu molekul dari senyawa yang sama. Ikatan hidrogen merupakan ikatan yang paling kuat dibandingkan dengan ikatan antar molekul lain, namun ikatan ini masih lebih lemah dibandingkan dengan ikatan kovalen maupun ikatan ion.

Ikatan hidrogen ini terjadi pada ikatan antara atom H dengan atom N, O, dan F yang memiliki pasangan elektron bebas. Hidrogen dari molekul lain akan bereaksi dengan pasangan elektron bebas ini membentuk suatu ikatan hidrogen dengan besar ikatan bervariasi. Kekuatan ikatan hidrogen ini dipengaruhi oleh beda keelektronegatifan dari atom-atom penyusunnya. Semakin besar perbedaannya semakin besar pula ikatan hidrogen yang dibentuknya.

Kekuatan ikatan hidrogen ini akan mempengaruhi titik didih dari senyawa tersebut. Semakin besar perbedaan keelektronegatifannya maka akan semakin besar titik didih dari senyawa tersebut. Namun, terdapat pengecualian untuk H₂O yang memiliki dua ikatan hidrogen tiap molekulnya. Akibatnya, titik didihnya paling besar dibanding senyawa dengan ikatan hidrogen lain, bahkan lebih tinggi dari HF yang memiliki beda keelektronegatifan terbesar.

b. Ikatan van der waals

Gaya van der waals merupakan ikatan  van der waals merupakan ikatan intermolekul . ikatan ini lebih kecil kekuatannya daripada ikatan intramolekul. Jika ikatannya lebih besar dari ikatan intramolekul maka molekul tidak stabil dan terdekomposisi, dan akan terjadi reaksi.

Gaya van der waals diprediksi dari :

·         Titik leleh

·         Titik didih

·         Perubahan entalpi fusi

·         Perubahan entalpi penguapan

Secara umum gaya van der waals terbagi menjadi 3 yaitu:

a.    Gaya antarmolekul polar (gaya elektrostatis) yaitu molekul ionic dengan molekul ionic dan dipol permanen dengan dipol permanen.

b.   Gaya antarmolekul nonpolar (gaya disperse/London) yaitu interaksi antara dipol sementara dengan dipole terinduksi (https://ajmainchemistry.files.wordpress.com/2014/04/modul-ikatan-antar-molekul.pdf)

c.    Ikatan hidrogen disebabkan oleh gaya tarik-menarik antara atom hidrogen dari molekul yang satu dengan atom molekul lain yang sangat elektronegatif (F, O, atau N).

(http://www.pelajaransekolahonline.com/2016/31/penjelasan-gaya-van-der-waals-dan-ikatan-hydrogen.html)

B. Faktor Geometrik

Faktor Geometri atau sering dilambangkan dengan “k” merupakan besaran yang penting dalam pendugaan tahanan jenis vertikal maupun horizontal. Besaran ini tetap untuk kepentingan eksplorasi dapat diperoleh berbagai variasi nilai tahanan jenis terhadap kedalaman. Hasil pengukuran dilapangan sesudah dihitung nilai tahanan jenisnya merupakan fungsi dari konfigurasi elektroda dan berkaitan dengan kedalaman penetrasinya . semakin panjang rentang antar elektroda, semakin dalam penetrasi arus yang diperoleh yang t . semakin panjang rentang antar elektroda, semakin dalam penetrasi arus yang diperoleh yang tentu juga sangat ditentukan oleh kuat arus yang dialirkan melalui elektroda arus

      ->  Jari-Jari ionik

Jari-jari ion atau radius ion, r_ion, adalah jari-jari suatu ion atom. Meskipun atom maupun ion tidak memiliki batas yang tegas, mereka seringkali dianggap sebagai bola keras dengan jari-jarinya adalah jumlah jari-jari kation dan anion yang memberi jarak antar ion dalam kisi kristal. Jari-jari ion biasanya dinyatakan dalam satuan pikometer (pm) maupun Ångström (Å), dengan 1 Å = 100 pm. Nilai yang umum berada pada kisaran 30 pm (0.3 Å) hingga lebih dari 200 pm (2 Å). Jari-Jari Ionik

jari-jari ionSunting

X−	NaX	AgX
F	464	492
Cl	564	555
Br	598	577
Parameter sel satuan (dalam pm, sama dengan dua kali panjang ikatan M–X) untuk natrium dan perak halida. Semua senyawa mengkristal dengan struktur NaCl.

Jari-jari atom dan ion relatif. Atom netral diberi warna abu-abu, kation berwarna merah, dan anion berwarna biru.

Ion dapat lebih besar maupun lebih kecil daripada atom netral, tergantung pada muatan listrik ion. Ketika atom kehilangan sebuah elektron untuk membentuk kation, elektron lainnya yang tertinggal lebih tertarik mendekat ke inti, dan jari-jari ion menjadi lebih kecil. Analog dengan hal tersebut, ketika elektron ditambahkan ke suatu atom untuk membentuk anion, elektron yang ditambahkan meningkatkan ukuran awan elektron melalui tolakan antar elektron (interelectronic repulsion).

     -> Entalpi kisi

Walaupun kestabilan kristal dalam suhu dan tekanan tetap bergantung pada perubahan energi bebas Gibbs pembentukan kristal dari ion-ion penyusunnya, kestabilan suatu kristal ditentukan sebagian besar oleh perubahan entalpinya saja. Hal ini  disebabkan oleh sangat eksotermnya pembentukan kisi, dan suku entropinya sangat kecil (lihat bagian 3.1). Entalpi kisi,  ∆H_L, didefinisikan sebagai perubahan entalpi standar reaksi dekomposisi kristal ionik menjadi ion-ion gasnya (s adalah solid, g adalah gas and L adalah kisi (lattice)).

MX(s) → M⁺(g) + X^- (g)   ∆H_L

Entalpi kisi secara tidak langsung dihitung dari nilai perubahan entalpi dalam tiap tahap menggunakan siklus Born-Haber Yakni, suatu siklus  yang dibentuk dengan menggunakan data entalpi; entalpi pembentukan standar kristal ion dari unsur-unsurnya,  ∆H_f, entalpi sublimasi padatan elementernya, entalpi atomisasi yang berhubungan dengan entalpi disosiasi molekul elementer gasnya,  ∆H_atom, entalpi ionisasi yakni jumlah entalpi ionisasi pembentukan kation dan entalpi penangkapan elektron dalam pembentukan anion, ∆Η_ion.

      -> Tetapan Madelung

Energi potensial Coulomb total antar ion dalam  senyawa ionik yang terdiri atas ion A dan B adalah penjumlahan energi potensial Coulomb interaksi ion individual, Vab.  Karena lokasi ion-ion dalam kisi kristal ditentukan oleh tipe struktur, potensial Coulomb total antar ion dihitung dengan menentukan jarak antar ion d. A adalah tetapan Madelung  yang khas untuk tiap struktur kristal.

N_A adalah tetapan Avogadro dan  z_A dan  z_B adalah muatan listrik kation dan anion.  Interaksi elektrostatik antara ion-ion yang bersentuhan merupakan yang terkuat, dan tetapan Madelung biasanya menjadi lebih besar bila bilangan koordinasinya meningkat.  Sebab muatan listrik mempunyai tanda yang berlawanan, potensialnya menjadi negatif, menunjukkan penstabilan yang menyertai pembentukan kisi kristal dari ion-ion fasa gas yang terdispersi baik. Walaupun potensial listrik terendah biasanya menghasilkan struktur paling stabil, namun ini  tidak selalu benar sebab ada interaksi lain yang harus dipertimbangkan.

Faktor terbesar selanjutnya yang berkontribusi pada entalpi kisi adalah gaya van der Waals, dan gaya dispersi atau  interaksi London.  Interaksi ini bersifat tarikan antara dipol listrik, yang berbanding terbalik dengan pangkat 6 jarak antar ion. Gaya van der Waals nilainya sangat kecil.

     ->Struktur kristal Logam

Kebanyakan bahan logam mempunyai tiga struktur kristal:

1.Face Cetered Cubic (FCC)  

• Gambar 2a menunjukkan model bola pejal sel satuan FCC,
• Gbr 2b: pusat-pusat atom digambarkan dengan bola padat kecil
• Sel satuan FCC yang berulang dalam padatan kristalin sama seperti yang ditunjukkan pada Gambar 1.

• Struktur FCC mempunyai sebuah atom pada pusat semua sisi kubus dan sebuah atom pada setiap titik sudut kubus. Beberapa logam yang memiliki struktur kristal FCC yaitu tembaga, aluminium, perak, dan emas (lihat Tabel 1).
• Sel satuan FCC mempunyai empat (4) buah atom, yang diperoleh dari jumlah delapan seperdelapan-atom pada delapan titik sudutnya plus enam setengah-atom pada enam sisi kubusnya (8 1/8  + 6 1/2).
• Atom-atom atau inti ion bersentuhan satu sama lain sepanjang diagonal sisi. Hubungan panjang sisi kristal FCC, a, dengan jari-jari atomnya, R, ditunjukkan oleh persamaan berikut:

Faktor tumpukan atom (atomic packing factor, APF) adalah fraksi volum dari sel satuan yang ditempati oleh bola-bola padat, seperti ditunjukkan oleh persamaan berikut:

 2.Body Centered Cubic (BCC)

 

Struktur kristal kubus berpusat badan (BCC): (a) gambaran model bola pejal sel satuan BCC, (b) Sel satuan BCC digambarkan dengan bola padat kecil, (c) Sel satuan BCC yang berulang dalam padatan kristalin

• Logam–logam dengan struktur BCC mempunyai sebuah atom pada pusat kubus dan sebuah atom pada setiap titik sudut kubus
• Sel satuan BCC mempunyai dua (2) buah atom, yang diperoleh dari jumlah delapan seperdelapan atom pada delapan titik sudutnya plus satu atom pada pusat kubus (8 1/8 + 1).
• Atom-atom atau inti ion bersentuhan satu sama lain sepanjang diagonal ruang. Hubungan panjang sisi kristal BCC, a, dengan jari-jari atomnya, R, diberikan sebagai berikut:

 Tiap atom dalam sel satuan BCC ini dikelilingi oleh delapan (8) atom tetangga (lihat Gambar 3a), sebagai akibatnya bilangan koordinasi struktur BCC adalah 8.Karena struktur BCC mempunyai bilangan koordinasi lebih kecil dibandingkan dengan bilangan koordinasi FCC, maka faktor tumpukan atom struktur BCC, yang bernilai 0.68, adalah juga lebih kecil dibandingkan dengan faktor tumpukan atom FCC.

3.Hexagonal Close Packed (HCP)

Gambar Struktur kristal heksagonal tumpukan padat (HCP): (a) sel satuan HCP digambarkan dengan bola padat kecil, (b) sel satuan HCP yang berulang dalam padatan kristalin.

• Ciri khas logam–logam dengan struktur HCP adalah setiap atom dalam lapisan tertentu terletak tepat diatas atau dibawah sela antara tiga atom pada lapisan berikutnya
• Sel satuan HCP mempunyai enam (6) buah atom, yang diperoleh dari jumlah dua-belas seperenam-atom pada dua belas titik sudut lapisan atas dan bawah plus dua setengah-atom pada pusat lapisan atas dan bawah plus tiga atom pada lapisan sela/tengah (12 1/6 + 2  1/2 + 3).
• Jika a dan c merupakan dimensi sel satuan yang panjang dan pendek (lihat Gambar 4), maka rasio c/a umumnya adalah 1.633. Akan tetapi, untuk beberapa logam HCP, nilai rasio ini berubah dari nilai idealnya.
• Bilangan koordinasi struktur HCP dan faktor tumpukannya sama dengan struktur FCC, yaitu 12 untuk bilangan koordinasi dan 0.74 untuk faktor tumpukan.

Daftar Pustaka

https://id.m.wikipedia.org/wiki/Ikatan_kimia
https://www.siswapedia.com/ikatan-kimia-ikatan-ion-ikatan-logam-ikatan-kovalen/
http://rizkaayumelykhatun.blogspot.com/2014/12/gaya-antar-molekul.html?m=1
https://id.m.wikipedia.org/wiki/Jari-jari_ion
http://sersan-mulyono.blogspot.com/2011/10/entalpi-kisi-dan-tetapan-madelung.html?m=1
https://www.sridianti.com/struktur-kristal-logam.html