30  Termokimia: Hess, Entalpi, Energi Ikat

Termokimia adalah “induk” semua soal energi reaksi: sekali paham cara menjumlah entalpi (hukum Hess) dan template energi ikat, banyak soal jadi tinggal hitung. Kuncinya rapi tanda (+) dan (−), lalu konsisten arah reaksi.

30.1 Eksoterm vs endoterm (tanda \(\Delta H\))

Jenis Tanda \(\Delta H\) Kalor Contoh
Eksoterm negatif (\(\Delta H < 0\)) dilepas (panas) pembakaran
Endoterm positif (\(\Delta H > 0\)) diserap (dingin) fotosintesis, pelarutan \(\ce{NH4NO3}\)

Patokan: kalau sistem melepas kalor ke lingkungan, \(\Delta H\) negatif.

30.2 Entalpi reaksi & hukum Hess

\(\Delta H\) adalah fungsi keadaan — hanya bergantung keadaan awal & akhir, bukan jalur. Itulah dasar hukum Hess: bila reaksi dapat ditulis sebagai jumlah beberapa reaksi, maka \(\Delta H\) totalnya = jumlah \(\Delta H\) tiap langkah.

\[ \Delta H_\text{total} = \sum \Delta H_\text{langkah} \]

Aturan main saat mengombinasikan reaksi:

  • Membalik reaksi → tanda \(\Delta H\) dibalik (× \(-1\)).
  • Mengalikan koefisien dengan \(n\) → \(\Delta H\) ikut dikali \(n\).
  • Jumlahkan; zat antara yang muncul di dua sisi akan saling mencoret.

30.3 Entalpi pembentukan standar (\(\Delta H_f^\circ\))

\(\Delta H_f^\circ\) = entalpi pembentukan 1 mol senyawa dari unsur-unsurnya dalam bentuk standar. Unsur bebas (mis. \(\ce{O2}\), \(\ce{C}\) grafit) punya \(\Delta H_f^\circ = 0\).

\[ \Delta H_\text{reaksi}^\circ = \sum \Delta H_f^\circ(\text{produk}) - \sum \Delta H_f^\circ(\text{reaktan}) \]

Ingat: tiap \(\Delta H_f^\circ\) dikali koefisien masing-masing zat.

30.4 Template energi ikat: putus − bentuk

Estimasi \(\Delta H\) dari energi ikat (hanya untuk fase gas):

\[ \Delta H \approx \underbrace{\sum E_\text{ikat putus (reaktan)}}_{\text{butuh energi, +}} - \underbrace{\sum E_\text{ikat bentuk (produk)}}_{\text{lepas energi, −}} \]

Logika: memutus ikatan menyerap energi (endoterm), membentuk ikatan melepas energi.

30.5 Siklus Born-Haber (ringkas)

Untuk menghitung entalpi kisi (\(\Delta H_\text{kisi}\)) senyawa ionik (mis. \(\ce{NaCl}\)), hukum Hess dipakai dalam siklus tertutup yang menjumlahkan langkah:

  1. Atomisasi/sublimasi logam: \(\ce{Na(s) -> Na(g)}\)
  2. Energi ionisasi: \(\ce{Na(g) -> Na+(g) + e-}\)
  3. Atomisasi non-logam: \(\tfrac12\ce{Cl2(g) -> Cl(g)}\)
  4. Afinitas elektron: \(\ce{Cl(g) + e- -> Cl-(g)}\)
  5. Pembentukan: \(\ce{Na(s) + \tfrac12 Cl2(g) -> NaCl(s)}\;(\Delta H_f^\circ)\)

Hubungannya (semua \(\Delta H\) dijumlah mengelilingi siklus = 0): \[ \Delta H_f^\circ = \Delta H_\text{sub} + \Delta H_\text{ion} + \Delta H_\text{atom} + \Delta H_\text{AE} + \Delta H_\text{kisi} \]

30.6 Contoh

Contoh 1 — Hukum Hess. Diketahui: \(\ce{C + O2 -> CO2}\;\Delta H_1 = -394\) kJ dan \(\ce{CO + \tfrac12 O2 -> CO2}\;\Delta H_2 = -283\) kJ. Cari \(\Delta H\) untuk \(\ce{C + \tfrac12 O2 -> CO}\).

Balik reaksi ke-2 (\(+283\)), lalu jumlah dengan reaksi ke-1: \[ \Delta H = -394 - (-283) = -111\ \text{kJ} \]

Contoh 2 — Energi ikat. \(\ce{H2(g) + Cl2(g) -> 2HCl(g)}\), dengan \(E_{\ce{H-H}}=436\), \(E_{\ce{Cl-Cl}}=242\), \(E_{\ce{H-Cl}}=431\) kJ/mol. \[ \Delta H = (436 + 242) - (2\times431) = 678 - 862 = -184\ \text{kJ} \] Eksoterm (sesuai harapan untuk pembentukan ikatan kuat).

30.7 Mengapa penting di OSN-K

Termokimia rutin keluar: lihat Soal 41-46 (OSN-K 2024) dan pembahasan Termokimia 2025 (#22-27). Tipe yang sering muncul: kombinasi Hess, hitung \(\Delta H_\text{reaksi}^\circ\) dari \(\Delta H_f^\circ\), dan estimasi dari energi ikat.

Referensi lengkap: sumber lengkap. Dua bacaan inti dari ChemGuide:

Tip✅ Cek kesiapan
  1. Reaksi melepas kalor → tanda \(\Delta H\)? (negatif, eksoterm)
  2. Jika reaksi dibalik, apa yang terjadi pada \(\Delta H\)? (tandanya dibalik, × −1)
  3. \(\ce{H2 + Cl2 -> 2HCl}\): rumus energi ikat? ((ikatan putus reaktan) − (ikatan bentuk produk))