9.10 Entalpi Ikatan

Ukuran stabilitas suatu molekul adalah entalpi ikatannya, yang merupakan perubahan entalpi yang diperlukan untuk memutus ikatan tertentu dalam 1 mol molekul gas. (Entalpi ikatan dalam padatan dan cairan dipengaruhi oleh molekul tetangga.) Entalpi ikatan yang ditentukan secara eksperimental dari molekul hidrogen diatomik, misalnya, adalah

H₂(g) → H(g) + H(g) 𝛥H° = 436,4 kJ/mol

Persamaan ini memberi tahu kita bahwa memutus ikatan kovalen dalam 1 mol molekul H₂ gas membutuhkan 436,4 kJ energi. Untuk molekul klorin yang kurang stabil,

Cl₂(g) → Cl(g) + Cl(g) 𝛥H° = 242,7 kJ/mol

Entalpi ikatan juga dapat diukur secara langsung untuk molekul diatomik yang mengandung unsur-unsur yang tidak sama, seperti HCl,

HCl(g) → H(g) + Cl(g) 𝛥H° = 431,9 kJ/mol

serta untuk molekul yang mengandung ikatan rangkap dan rangkap tiga:

O₂(g) → O(g) + O(g) 𝛥H° = 498,7 kJ/mol

N₂(g) → N(g) + N(g) 𝛥H° = 941,4 kJ/mol

Mengukur kekuatan ikatan kovalen dalam molekul poliatomik lebih rumit. Misalnya, pengukuran menunjukkan bahwa energi yang diperlukan untuk memutus ikatan O-H pertama dalam H₂O berbeda dari yang diperlukan untuk memutus ikatan O-H kedua:

H₂O(g) → H(g) + OH(g) 𝛥H° = 502 kJ/mol

OH(g) → H(g) + O(g) 𝛥H° = 427 kJ/mol

Dalam setiap kasus, ikatan O-H terputus, tetapi langkah pertama lebih endotermik daripada yang kedua. Perbedaan antara dua nilai 𝛥H° menunjukkan bahwa ikatan O-H kedua itu sendiri telah mengalami perubahan, karena perubahan dalam lingkungan kimia.

Sekarang kita dapat memahami mengapa entalpi ikatan dari ikatan O-H yang sama dalam dua molekul berbeda seperti metanol (CH₃OH) dan air (H₂O) tidak akan sama: Lingkungan mereka berbeda. Jadi, untuk molekul poliatomik kita berbicara tentang entalpi ikatan rata-rata dari ikatan tertentu. Sebagai contoh, kita dapat mengukur energi ikatan O₋H dalam 10 molekul poliatomik yang berbeda dan memperoleh entalpi ikatan O₋H rata-rata dengan membagi jumlah entalpi ikatan dengan 10. Tabel 9.4 mencantumkan entalpi ikatan rata-rata dari sejumlah molekul diatomik dan poliatomik . Seperti yang dinyatakan sebelumnya, ikatan rangkap tiga lebih kuat dari ikatan rangkap dua, yang, pada gilirannya, lebih kuat dari ikatan tunggal.

Tabel 9.4 Beberapa Entalpi Ikatan Molekul Diatomik* dan Entalpi Ikatan Rata-rata untuk Ikatan dalam Molekul Poliatomik

* Entalpi ikatan untuk molekul diatomik (berwarna) memiliki angka yang lebih signifikan daripada entalpi ikatan untuk ikatan dalam molekul poliatomik karena entalpi ikatan molekul diatomik adalah jumlah yang dapat diukur secara langsung dan tidak dirata-rata pada banyak senyawa. 

† Entalpi ikatan C=O dalam CO₂ adalah 799 kJ/mol.

Penggunaan Entalpi Ikatan dalam Termokimia

Perbandingan perubahan termokimia yang terjadi selama sejumlah reaksi (Bab 6) mengungkapkan variasi yang sangat luas dalam entalpi reaksi yang berbeda. Misalnya, pembakaran gas hidrogen dalam gas oksigen cukup eksotermik:

H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l) 𝛥H° = 2285,8 kJ/mol

Di sisi lain, pembentukan glukosa (C₆H₁₂O₆) dari air dan karbon dioksida, paling baik dicapai oleh fotosintesis, sangat endotermik:

6CO₂(g) + 6H₂O(l) → C₆H₁₂O₆(s) + 6O₂(g) 𝛥H° = 2801 kJ/mol

Kita dapat menjelaskan variasi tersebut dengan melihat stabilitas reaktan individu dan molekul produk. Bagaimanapun, sebagian besar reaksi kimia melibatkan pembentukan dan pemutusan ikatan. Oleh karena itu, mengetahui entalpi ikatan dan karenanya stabilitas molekul memberi tahu kita sesuatu tentang sifat termokimia dari reaksi yang dialami molekul.

Dalam banyak kasus, dimungkinkan untuk memperkirakan entalpi reaksi dengan menggunakan entalpi ikatan rata-rata. Karena energi selalu diperlukan untuk memutus ikatan kimia dan pembentukan ikatan kimia selalu disertai dengan pelepasan energi, kita dapat memperkirakan entalpi suatu reaksi dengan menghitung jumlah total ikatan yang putus dan terbentuk dalam reaksi dan mencatat semua perubahan energi yang sesuai. Entalpi reaksi dalam fase gas diberikan oleh

𝛥H° = 𝛴BE(reaktan) - 𝛴BE(produk)

= total energi diserap - total energi dilepas

di mana BE berarti entalpi ikatan rata-rata dan 𝛴 adalah tanda penjumlahan. Seperti ditulis, Persamaan (9.3) menangani konvensi tanda untuk 𝛥H°. Jadi, jika total energi diserap lebih besar dari total energi yang dilepaskan, 𝛥H° positif dan reaksinya adalah endotermik. Di sisi lain, jika lebih banyak energi dilepaskan dari yang diserap, 𝛥H° negatif dan reaksinya eksotermik (Gambar 9.8). Jika reaktan dan produk semua molekul diatomik, maka Persamaan (9.3) akan menghasilkan hasil yang akurat karena ikatan entalpi dari molekul diatomik diketahui secara akurat. Jika beberapa atau semua reaktan dan produk adalah molekul poliatomik, Persamaan (9.3) hanya akan menghasilkan hasil perkiraan karena entalpi ikatan yang digunakan adalah rata-rata.

Gambar 9.8 Perubahan entalpi ikatan pada (a) reaksi endotermik dan (b) reaksi eksotermik.

Untuk molekul diatomik, Persamaan (9.3) setara dengan Persamaan (6.18), sehingga hasil yang diperoleh dari dua persamaan ini harus sesuai, seperti digambarkan Contoh 9.13.

Contoh 9.13

Gunakan Persamaan (9.3) untuk menghitung entalpi reaksi untuk proses berikut:

H₂(g) + Cl₂(g) ⟶ 2HCl(g)

Bandingkan hasil Anda dengan yang diperoleh menggunakan Persamaan (6.18).

Strategi

Perlu diingat bahwa pemutusan ikatan adalah proses penyerapan energi (endotermik) dan pembentukan ikatan adalah proses pelepasan energi (eksotermik). Oleh karena itu, perubahan energi secara keseluruhan adalah perbedaan antara dua proses yang berlawanan ini, seperti yang dijelaskan oleh Persamaan (9.3).

Penyelesaian

Kita mulai dengan menghitung jumlah ikatan yang putus dan jumlah ikatan yang terbentuk serta perubahan energi yang terkait. Ini paling baik dilakukan dengan membuat tabel:

Jenis Pemutusan Ikatan	Jumlah Pemutusan Ikatan	Entalpi Ikatan (kJ/mol)	Perubahan Energi (kJ/mol)
H-H (H2)	1	436,4	436,4
Cl-Cl (Cl2)	1	242,7	242,7

Jenis Pembentukan Ikatan	Jumlah Pembentukan Ikatan	Entalpi Ikatan (kJ/mol)	Perubahan Energi (kJ/mol)
H-Cl (HCl)	2	431,9	863,8

Selanjutnya, kita memperoleh energi total yang diterima dan energi total yang dilepaskan:

Energi total yang diterima = 436,4 kJ/mol + 242,7 kJ/mol = 679,1 kJ/mol

Energi total yang dilepas   = 863,8 kJ/mol

Kita menggunakan Persamaan (9.3) untuk menulis

∆Hº= 679,1 kJ/mol − 863,8 kJ/mol = -184,7 kJ/mol

Atau, kita dapat menggunakan Persamaan (6.18) dan data dalam Lampiran 3 untuk menghitung entalpi reaksi:

∆Hº = 2∆H_f^o (HCl) - [∆H_f^o (H₂) + ∆H_f^o (Cl₂)]

       = (2) (92,3 kJ/mol) - (0+0)

       = - 184,6 kJ/mol 

Periksa

Karena reaktan dan produk semuanya adalah molekul diatomik, kita mengharapkan hasil Persamaan (9.3) dan (6.18) sama. Perbedaan kecil di sini disebabkan oleh cara pembulatan.

Latihan
Hitung entalpi reaksi berikut:

H₂(g) + F₂(g) ⟶ 2HF(g)

(a) menggunakan Persamaan (9.3)
(b) menggunakan Persamaan (6.18)

Contoh 9.14 menggunakan Persamaan (9.3) untuk memperkirakan entalpi suatu reaksi yang melibatkan molekul poliatomik.

Contoh 9.14

Perkirakan perubahan entalpi untuk pembakaran gas hidrogen.

2H₂(g) + O₂(g) ⟶ 2H₂O(g)

Strategi

Kita pada dasarnya mengikuti prosedur yang sama seperti pada Contoh 9.13. Namun, perlu diketahui bahwa H₂O adalah molekul poliatomik, jadi kita perlu menggunakan nilai entalpi ikatan rata-rata untuk ikatan O-H.

Penyelesaian
Kita membuat tabel berikut:

Jenis Pemutusan Ikatan	Jumlah Pemutusan Ikatan	Entalpi Ikatan (kJ/mol)	Perubahan Energi (kJ/mol)
H-H (H2)	2	436,4	872,8
O=O (O2)	1	498,7	498,7

Jenis Pembentukan Ikatan	Jumlah Pembentukan Ikatan	Entalpi Ikatan (kJ/mol)	Perubahan Energi (kJ/mol)
O-H (H2O)	4	460	1840

Selanjutnya, kita memperoleh energi total yang diterima dan energi total yang dilepaskan:

Energi total yang diterima = 872,8 kJ/mol + 498,7 kJ/mol = 1371,5 kJ/mol

Energi total yang dilepas   = 1840 kJ/mol

Kita menggunakan Persamaan 9.3 untuk menuliskan

∆Hº= 1371,5 kJ/mol − 1840 kJ/mol = -469 kJ/mol

Hasil ini hanya perkiraan karena entalpi ikatan O-H adalah jumlah rata-rata. Atau, kita dapat menggunakan Persamaan (6.18) dan data dalam Lampiran 3 untuk menghitung entalpi reaksi:

∆Hº = 2∆H_f^o (H₂O) - [2∆H_f^o (H₂) + ∆H_f^o (O₂)]

       = (2) (241,8 kJ/mol) - (0+0)

       = - 483,6 kJ/mol 

Periksa

Perhatikan bahwa nilai estimasi berdasarkan entalpi ikatan rata-rata cukup dekat dengan nilai yang dihitung menggunakan data ∆Hf°. Secara umum, Persamaan (9.3) bekerja paling baik untuk reaksi yang cukup endoterm atau cukup eksoterm, yaitu, reaksi yang ∆H°rxn >100 kJ/mol atau yang ∆H°rxn < -100 kJ/mol.

Latihan
Untuk reaksi berikut:

H₂(g) + C₂H₄(g) ⟶ C₂H₆(g)

(a) Perkirakan entalpi reaksi, dengan menggunakan nilai ikatan entalpi pada Tabel 9.4.

(b) Hitung entalpi reaksi, menggunakan entalpi pembentukan standar. (∆Hf° untuk H₂, C₂H₄, dan C₂H₆ masing-masing adalah 0; 52,3 kJ/mol; dan 284,7 kJ/mol.)

Ulasan Konsep

Berdasarkan pertimbangan entalpi ikatan, menjelaskan fakta bahwa reaksi pembentukan umumnya eksotermik dan reaksi penguraian umumnya endotermik.