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:

Atomisasi/sublimasi logam: \(\ce{Na(s) -> Na(g)}\)
Energi ionisasi: \(\ce{Na(g) -> Na+(g) + e-}\)
Atomisasi non-logam: \(\tfrac12\ce{Cl2(g) -> Cl(g)}\)
Afinitas elektron: \(\ce{Cl(g) + e- -> Cl-(g)}\)
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:

30.8 Kalorimetri: mengukur kalor lewat kenaikan suhu

Kalor yang dilepas/diserap menaikkan suhu zat penyerap (air, larutan, atau “bom” baja):

\[ q = m\,c\,\Delta T \]

dengan \(m\) massa (g), \(c\) kalor jenis (\(\mathrm{J\,g^{-1}\,{}^\circ C^{-1}}\), air \(=4{,}184\)), \(\Delta T = T_\text{akhir}-T_\text{awal}\).

Pada bom kalorimeter, kalor pembakaran diserap oleh air + bom. Kalau bom punya kapasitas kalor \(C_\text{bom}\) (J/°C), total:

\[ q_\text{serap} = (m_\text{air}\,c_\text{air} + C_\text{bom})\,\Delta T \]

Kalor reaksi per mol \(= \dfrac{q_\text{serap}}{n}\) (tanda negatif kalau eksoterm). Trik soal: dari \(q\) dan massa zat, balik cari \(\Delta H\) per mol atau \(M_r\).

Contoh 3 — bom kalorimeter. Pembakaran suatu senyawa menaikkan suhu 5 L air (\(=5000\) g) dari \(23\) ke \(25{,}4\) °C; \(C_\text{bom}=8{,}0\) kJ/°C. \(\Delta T = 2{,}4\) °C. \[ q = (5000\times 4{,}184\times 10^{-3} + 8{,}0)\times 2{,}4 = (20{,}92+8{,}0)\times 2{,}4 \approx 69{,}4\ \text{kJ} \] Kalau ini dari \(0{,}10\) mol senyawa, maka \(\Delta H_C \approx -694\) kJ/mol.

Contoh 4 — kalor netralisasi. \(0{,}1724\) mol \(\ce{H+}\) tepat bereaksi dengan \(0{,}1724\) mol \(\ce{OH-}\) (\(\ce{H+ + OH- -> H2O}\)). Jika kalor reaksi menaikkan suhu \(m\) gram larutan sebesar \(\Delta T\), pakai \(q=mc\Delta T\); lalu \(\Delta H_\text{netral} = -q/n_{\ce{H2O}}\).

30.9 Perubahan fasa: kalor laten

Saat zat berubah wujud, suhu tidak berubah; kalornya:

\[ q = m \times L \]

dengan \(L\) = kalor laten (mis. peleburan es \(L_\text{lebur}\approx 334\) J/g). Pada soal “es + minuman”, kalor yang dilepas minuman saat mendingin (\(q=mc\Delta T\)) dipakai untuk mencairkan es (\(q=m_\text{es}L_\text{lebur}\)). Setarakan keduanya untuk cari massa es yang mencair.

Contoh 5 — es dalam minuman. Minuman 361 g turun dari 23 °C ke 0 °C: \[ q = 361\times 4{,}184\times 23 \approx 34{,}7\ \text{kJ} \] Massa es yang cair \(= \dfrac{q}{L_\text{lebur}} = \dfrac{34{,}740}{334}\approx 104\ \text{g}\).

30.10 Kerja ekspansi gas

Kerja yang dilakukan gas saat memuai melawan tekanan luar konstan:

\[ w = -P_\text{luar}\,\Delta V \]

Tanda \((-)\): gas memuai (\(\Delta V>0\)) berarti sistem melakukan kerja, \(w<0\). Kasus khusus penting:

Ekspansi ke ruang hampa (\(P_\text{luar}=0\)): \(w = 0\), walaupun volume bertambah.
Satuan: kalau \(P\) dalam atm dan \(V\) dalam L, \(1\ \text{L·atm} = 101{,}3\) J.

30.11 Energi per satuan volume (pakai densitas)

Tabel memberi \(\Delta H_C\) per mol, tapi soal kadang minta energi per mL / per galon. Jumlah mol dalam volume tertentu \(= \dfrac{\text{massa}}{M_r} = \dfrac{\rho\,V}{M_r}\), sehingga:

\[ \text{energi} = |\Delta H_C|\times \frac{\rho\,V}{M_r} \]

Contoh 6 — bahan bakar per volume. Oktana \(\ce{C8H18}\) (\(M_r=114\) g/mol), \(\rho=2{,}66\) kg/gal. Dari \(\Delta H_f^\circ\), \(\Delta H_C\) pembakaran: \[ \ce{C8H18 + 25/2 O2 -> 8CO2 + 9H2O} \] \[ \Delta H = [8(-393{,}5)+9(-285{,}8)]-(-249{,}9) = -5470\ \text{kJ/mol} \] Per galon: mol \(= \dfrac{2660}{114}\approx 23{,}3\) mol, jadi energi \(\approx 23{,}3\times 5470 \approx 1{,}27\times 10^5\) kJ/gal.

30.12 Entalpi pelarutan padatan ionik

Melarutkan garam = pecah kisi jadi ion gas, lalu hidrasi tiap ion (Hukum Hess):

\[ \Delta H_\text{larut} = \Delta H_\text{kisi} + \sum \Delta H_\text{hidrasi} \]

Hati-hati jumlah ion: \(\ce{MgCl2 -> Mg^2+ + 2Cl-}\) punya 2 ion klorida, jadi \(\Delta H_\text{hidrasi}(\ce{Cl-})\) dikali 2.

Contoh 7 — pelarutan \(\ce{MgCl2}\). Jika \(\Delta H_\text{larut}=-150\), \(\Delta H_\text{kisi}=2524\) kJ/mol (energi memecah kisi, positif), maka: \[ -150 = 2524 + \big[\Delta H_\text{hid}(\ce{Mg^2+}) + 2\,\Delta H_\text{hid}(\ce{Cl-})\big] \] Tinggal isi data hidrasi untuk cari yang belum diketahui.

30.13 Membaca diagram profil energi

Sumbu tegak = energi; makin tinggi kurva, makin tinggi energi. Untuk reaksi 2 langkah:

Reaktan dan produk: garis datar kiri & kanan. \(\Delta H = E_\text{produk}-E_\text{reaktan}\) (negatif = eksoterm bila produk lebih rendah).
Puncak = keadaan transisi; tinggi puncak dari reaktan = energi aktivasi \(E_a\).
Lembah di antara dua puncak = zat antara (intermediate).
Langkah dengan puncak tertinggi = langkah paling lambat (penentu laju).

Patokan baca: bandingkan ketinggian tiap titik satu per satu untuk mengurutkan energi, lalu tentukan tanda \(\Delta H\) dan langkah penentu laju.

✅ Cek kesiapan

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