Materi- Termokimia

Jika dalam reaksi kimia terjadi perpindahan panas dari sistem ke lingkungan maka suhu lingkungan meningkat. Jika suhu sistem turun maka dikatakan bahwa reaksi tersebut eksoterm. Reaksi endoterm adalah kebalikan dari reaksi eksoterm.

Contoh:

Jika NaOH dan HCl direaksikan dalam pelarut air, kemudian suhu larutan diukur maka ketinggian raksa pada termometer akan naik yang menunjukkan suhu larutan meningkat.

Apakah reaksi tersebut eksoterm atau endoterm? Semua literatur menyatakan reaksi NaOH dan HCl melepaskan kalor (eksoterm). Jika melepaskan kalor suhunya harus turun, tetapi faktanya naik. Bagaimana menjelaskan fakta tersebut dihubungkan dengan hasil studi literatur?

NaOH dan HCl adalah sistem yang akan dipelajari (fokus kajian). Selain kedua zat tersebut dikukuhkan sebagai lingkungan, seperti pelarut, gelas kimia, batang termometer, dan udara sekitar. Ketika NaOH dan HCl bereaksi, terbentuk NaCl dan H₂O disertai pelepasan kalor. Kalor yang dilepaskan ini diserap oleh lingkungan, akibatnya suhu lingkungan naik. Kenaikan suhu lingkungan ditunjukkan oleh naiknya suhu larutan. Jadi, yang Anda ukur bukan suhu sistem (NaOH dan HCl) melainkan suhu lingkungan (larutan NaCl sebagai hasil reaksi). Zat NaOH dan HCl dalam larutan sudah habis bereaksi. Oleh karena reaksi NaOH dan HCl melepaskan sejumlah kalor maka dikatakan reaksi tersebut eksoterm. Dengan demikian, antara fakta dan studi literatur cocok.

Bagaimana hubungan antara reaksi eksoterm/endoterm dan perubahan entalpi? Dalam reaksi kimia yang melepaskan kalor (eksoterm), energi yang terkandung dalam zat-zat hasil reaksi lebih kecil dari zat-zat pereaksi. Oleh karena itu, perubahan entalpi reaksi berharga negatif.

	H= Hproduk – Hpereaksi < 0

 

                                                                                                                                                                                               

Pada reaksi endoterm, perubahan entalpi reaksi akan berharga positif.

^{H= H}produk ^{– H}pereaksi ^{> 0}

1.      Reaksi Eksoterm

Adalah reaksi yang pada saat berlangsung disertai pelepasan panas atau kalor. Panas

reaksi ditulis dengan tanda negatif.

Contoh :N_{2 (g)}  +  3H_{2 (g)}    2NH_{3 (g)}  - 26,78 Kkal

Contoh Reaksi Eksoterm

Kapur tohor (CaO) digunakan untuk melabur rumah agar tampak putih bersih. Sebelum kapur dipakai, terlebih dahulu dicampur dengan air dan terjadi reaksi yang disertai panas. Apakah reaksi ini eksoterm atau endoterm? Bagaimana perubahan entalpinya?

Jawab:

Reaksi yang terjadi:

CaO(s) + H₂O( A) → Ca(OH)₂ (s)

Oleh karena timbul panas, artinya reaksi tersebut melepaskan kalor atau reaksinya eksoterm, ini berarti kalor hasil reaksi lebih rendah dari pereaksi. Jika reaksi itu dilakukan pada tekanan tetap (terbuka) maka kalor yang dilepaskan menyatakan perubahan entalpi ( H) yang harganya negatif.

2.      Reaksi Endoterm

Adalah reaksi yang pada saat berlangsung membutuhkan panas. Panas reaksi ditulis dengan tanda positif

Contoh : 2NH₃   N_{2 (g)}  + 3H_{2 (g)}  + 26,78 Kkal

Sepotong es dimasukkan ke dalam botol plastik dan ditutup. Dalam jangka waktu tertentu es mencair, tetapi di dinding botol sebelah luar ada tetesan air. Dari mana tetesan air itu?

Jawab:

Perubahan es menjadi cair memerlukan energi dalam bentuk kalor. Persamaan kimianya:

H₂O(s) + kalor →  H₂O( A) Kalor yang diperlukan untuk mencairkan es diserap dari lingkungan sekitar, yaitu botol dan udara. Ketika es mencair, es menyerap panas dari botol sehingga suhu botol akan turun sampai mendekati suhu es.

Oleh karena suhu botol bagian dalam dan luar mendekati suhu es maka botol akan menyerap panas dari udara sekitar. Akibatnya, uap air yang ada di udara sekitar suhunya juga turun sehingga mendekati titik leleh dan menjadi cair yang kemudian menempel pada dinding botol.

3.      Pengukuran Tetapan Kalorimeter

Kalorimeter adalah alat untuk mengukur kalor. Kalorimeter ini terdiri atas bejana yang dilengkapi dengan pengaduk dan termometer. Bejana diselimuti penyekat panas untuk mengurangi radiasi panas, seperti pada termos. Kalorimeter sederhana dapat dibuat menggunakan wadah Styrofoam. Untuk mengukur kalor reaksi dalam kalorimeter, perlu diketahui terlebih dahulu kalor yang dipertukarkan dengan kalorimeter sebab pada saat terjadi reaksi, sejumlah kalor dipertukarkan antara sistem reaksi dan lingkungan (kalorimeter dan media reaksi). Besarnya kalor yang diserap atau dilepaskan oleh kalorimeter dihitung dengan persamaan:

^Qkalorimeter ^{=           C}k^{.  T}

dengan C_k  adalah kapasitas kalor kalorimeter.

Menentukan Kapasitas Kalor Kalorimeter

Ke dalam kalorimeter dituangkan 50 g air dingin (25°C), kemudian ditambahkan 75g air panas (60°C) sehingga suhu campuran menjadi 35°C. Jika suhu kalorimeter naik sebesar 7°, tentukan kapasitas kalor kalorimeter? Diketahui kalor jenis air = 4,18 J g^–1 °C^–1.

Jawab:

Kalor yang dilepaskan air panas sama dengan kalor yang diserap air dingin dan kalorimeter.

^QAir panas  ^{= Q}Air dingin ^{+ Q}Kalorimeter

Q_{Air panas} = 75 g × 4,18 J g ^{– 1} °C ^–1 × (35 – 60)°C = – 7.837,5 J

Q_{Air dingin} = 50 g × 4,18 J g ^{– 1} °C ^–1 × (35 – 25)°C = + 2.090 J

^Qkalorimeter ^{= C}k ^{×       T}

Oleh karena energi bersifat kekal maka

^QAir panas ^{+ Q}Air dingin ^{+ Q}Kalorimeter ^{= 0}

–7.837,5 J + 2.090 J + (C_k . 7°C) = 0

_{Ck =}(^{7.837,5 - 2.090} ) ^J_{=821 J °C}−1 7°C

Jadi, kapasitas kalor kalorimeter 821 J °C^–1.

Dalam reaksi eksoterm, kalor yang dilepaskan oleh sistem reaksi akan diserap oleh lingkungan (kalorimeter dan media reaksi). Jumlah kalor yang diserap oleh lingkungan dapat dihitung berdasarkan hukum kekekalan energi. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut.

^Qreaksi ^{+ Q}larutan ^{+ Q}kalorimeter ^{= 0}

Menentukan Kalor Reaksi

Dalam kalorimeter yang telah dikalibrasi dan terbuka direaksikan 50g alkohol dan 3g logam natrium. Jika suhu awal campuran 30°C dan setelah reaksi suhunya 75°C,

tentukan   H   . Diketahui kalor jenis larutan 3,65 J g–1		°C–1, kapasitas kalor
	reaksi
kalorimeter 150 J °C–1, dan suhu kalorimeter naik sebesar 10°C.
Jawab:
Kalor yang terlibat dalam reaksi:
Qreaksi + Qlarutan + Qkalorimeter = 0
Qreaksi	= –(Qlarutan + Qkalorimeter)
Qlarutan	= (mlarutan) (clarutan) ( +T)
	= (53g) (3,65 J g–1 °C–1) (45°C)
	= 8.705,25 J
Qkalorimeter	= (Ck) (  T)
	= (150 J °C–1) (10°C) = 1.500 J
Qreaksi	= –(8.705,25 + 1.500) J = –10.205,25 J

Jadi, reaksi alkohol dan logam natrium dilepaskan kalor sebesar 10.205 kJ. Oleh karena pada percobaan dilakukan pada tekanan tetap maka

Q_reaksi =  H_reaksi = –10.205 kJ.

4.      Perubahan Entalpi Standar (  H )

Harga perubahan entalpi ditentukan oleh keadaan awal dan keadaan akhir sehingga perlu menetapkan kondisi pada saat entalpi diukur karena harga entalpi bergantung pada keadaan. Para ahli kimia telah menetapkan perubahan entalpi pada keadaan standar adalah kalor yang diukur pada tekanan tetap 1 atm dan suhu 298K. Perubahan entalpi standar dilambangkan dengan H°. Satuan entalpi menurut Sistem Internasional (SI) adalah joule (disingkat J).

Perubahan entalpi standar untuk satu mol zat dinamakan H° molar. Satuan untuk H° molar adalah J mol^–1. Jenis perubahan entalpi standar bergantung pada macam reaksi sehingga dikenal perubahan entalpi pembentukan standar ( H^°_f ), perubahan entalpi penguraian standar ( H^°_d ), dan perubahan entalpi pembakaran standar ( H^°_c ).

a.   Perubahan Entalpi Pembentukan Standar

Perubahan entalpi pembentukan standar ( H^°_f ) adalah kalor yang terlibat dalam reaksi pembentukan satu mol senyawa dari unsur-unsurnya, diukur pada keadaan standar. Contohnya, pembentukan satu mol air dari unsur-unsurnya.

1
H2(g) +		O2(g) →  H2O( A)	H°= –286 kJ mol–1
	2
Berdasarkan perjanjian,  H° untuk unsur-unsur stabil adalah 0 kJ mol–1.
Keadaan stabil untuk karbon adalah grafit (  H° C				grafit	= 0 kJ), keadaan
			f

stabil untuk gas diatom, seperti O₂, N₂, H₂, Cl₂, dan lainnya sama dengan nol ( H^°_f O₂, H₂, N₂, Cl₂ = 0 kJ).

b.   Perubahan Entalpi Penguraian Standar

Reaksi penguraian merupakan kebalikan dari reaksi pembentukan, yaitu penguraian senyawa menjadi unsur-unsurnya. Harga perubahan entalpi penguraian standar suatu zat sama besar dengan perubahan entalpi pembentukan standar, tetapi berlawanan tanda.

Contoh:

Pembentukan standar satu mol CO₂ dari unsur-unsurnya:

C(s) + O₂(g) → CO₂(g)     = –393,5 kJ mol^–1

Penguraian standar satu mol CO2(g) menjadi unsur-unsurnya:
CO	(g) → C(s) + O (g)	= +393,5 kJ mol–1
2	2

Pada dasarnya, semua jenis perubahan entalpi standar dapat

dinyatakan ke dalam satu istilah, yaitu perubahan entalpi reaksi( H^°_reaksi ) sebab semua perubahan tersebut dapat digolongkan sebagai reaksi kimia.

2.   Hukum Hess

Hukum Hess muncul berdasarkan fakta bahwa banyak pembentukan senyawa dari unsur-unsurnya tidak dapat diukur perubahan entalpinya secara laboratorium.

Contoh:

Reaksi pembentukan asam sulfat dari unsur-unsurnya.

S(s) + H₂(g) + 2O₂(g) → H₂SO₄()

Pembentukan asam sulfat dari unsur-unsurnya tidak terjadi sehingga tidak dapat diukur perubahan entalpinya.

Oleh karena itu, ahli kimia berusaha menemukan alternatif pemecahannya. Pada 1840, pakar kimia dari Swiss Germain H. Hess mampu menjawab tantangan tersebut.

Berdasarkan hasil pengukuran dan sifat-sifat entalpi, Hess menyatakan bahwa entalpi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi maka perubahan entalpi tidak bergantung pada jalannya reaksi (proses). Pernyataan ini dikenal dengan hukum Hess. Dengan kata lain, perubahan entalpi reaksi hanya ditentukan oleh kalor pereaksi dan kalor hasil reaksi.

Tinjau reaksi pembentukan CO₂ Reaksi keseluruhan dapat ditulis dalam satu tahap reaksi dan perubahan entalpi

pembentukan standarnya dinyatakan oleh

H°1. Persamaan termokimianya:

C(s) +

O2(g) → CO2(g)

H°1= –394 kJ

Reaksi ini dapat dikembangkan menjadi 2 tahap reaksi dengan

perubahan entalpi standar adalah   H°2 dan   H°3:

C(s) +

1

O

(g) → CO(g)

H° = –111 kJ

2

2

2

CO(g) +

1

O (g) →  CO (g)

H° = –283 kJ

2

2

2

3

Reaksi total: C(g) + O2(g) →  CO2(g)

H°2 +

H°3 = –394 kJ

Pembentukan asam sulfat dapat dilakukan melalui 4 tahap reaksi:

S(s) + O2(g) →  SO2(g)

H°1 = –296,8 kJ

SO (g) +

1

O (g) → SO (g)

H° = –395,7 kJ

2

2

2

3

2

H2(g) +

1

O2(g) →  H2O( A)

H°3 = –285,8 kJ

2

SO3(g) +

H2O( A) →  H2SO4( A)

H°4 = +164,3 kJ

S(s) + 2O2(g) + H2(g) →  H2SO4( A)

H° =

–814,0 kJ

Contoh

Hukum Hess

Pembentukan gas NO₂ dari unsur-unsurnya dapat dilakukan dalam satu tahap atau dua tahap reaksi. Jika diketahui:

	1	N (g) +		1		O		(g) → NO(g)	H° = +90,4 kJ
2
		2	2			2
NO(g) +			1			O	(g) → NO (g)		H° = +33,8 kJ
			2
						2		2

Berapakah       H° pembentukan gas NO₂?

Jawab:

Reaksi pembentukan gas NO₂ dari unsur-unsurnya:

1	N (g) + O (g) → NO			(g)  H° = ? kJ
2
	2	2	2

Menurut hukum Hess, H° hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi. Dengan demikian, H° pembentukan gas NO₂ dapat ditentukan dari dua tahap reaksi tesebut.

	1	N (g) +		1		O		(g) → NO(g)			H° = +90,4 kJ
2
		2	2			2						1
NO(g) +			1			O	(g) → NO (g)				H° = +33,8 kJ
			2
						2			2			2
	1	N (g) + O (g) → NO							(g)	H° +	H°		= +124,2 kJ
2												2

Hukum Hess dapat diterapkan untuk menentukan perubahan entalpi reaksi zat-zat kimia, dengan catatan bahwa setiap tahap reaksi diketahui perubahan entalpinya.

Contoh

Aplikasi Hukum Hess

Asetilen (C₂H₂) tidak dapat diproduksi langsung dari unsur-unsurnya:

2C(s) + H₂(g) → C₂H₂(g)

Hitung H° untuk reaksi tersebut berdasarkan persamaan termokimia berikut.

(a)	C(s) + O			(g) → CO (g)  H°				= –393,5 kJ mol–1
	2			2			1
(b)	H2(g) +	1	O2(g) → H2O( A)				H°2= –285,8 kJ mol–1
		2
(c)	C2H2(g) +				5	O2(g) → 2CO2(g) + H2O( A)   H°3= –1.299,8 kJ mol–1
					2

Jawab:

Aturan yang harus diperhatikan adalah

1.        Posisi pereaksi dan hasil reaksi yang diketahui harus sama dengan posisi yang ditanyakan. Jika tidak sama maka posisi yang diketahui harus diubah.

2.        Koefisien reaksi (mol zat) yang diketahui harus sama dengan yang ditanyakan. Jika tidak sama maka harus disamakan terlebih dahulu dengan cara dibagi atau dikalikan, demikian juga dengan nilai entalpinya.

a.        Persamaan (a) harus dikalikan 2 sebab reaksi pembentukan asetilen memerlukan 2 mol C.

b.       Persamaan (b) tidak perlu diubah sebab sudah sesuai dengan persamaan reaksi pembentukan asetilen ( 1 mol H₂)

c.        Persamaan (c) perlu dibalikkan arahnya, sebab C₂H₂ berada sebagai pereaksi. Persamaan termokimianya menjadi:

2C(s) + 2O (g) → 2CO

2

(g)

H° = 2(–393,5) kJ mol–1

2

1

H2(s) +

1

O2(g) → H2O( A)

H°2= –285,8 kJ mol–1

2

2CO2(g) + H2O( A) → 2C2H2(g) +

5

O(g)   H°3= +1.299,8 kJ mol–1

2

2C(s) + H

(g) → C

H (g)

H° +

H° +

H° = + 227,0 kJ mol–1

2

2

2

1

2

3

Jadi, perubahan entalpi pembentukan standar asetilen dari unsur-unsurnya adalah 227

kJ mol–1. Persamaan termokimianya:

2C(s) + H

(g) → C H (g)

H°

= 227,0 kJ mol–1.

3.    Penentuan    H^o Reaksi dari Data +H _f

Salah satu data perubahan entalpi yang penting adalah perubahan

entalpi pembentukan standar,	H°f  . Dengan memanfaatkan data		H°f  ,
Anda dapat menghitung  H° reaksi-reaksi kimia.		H tidak bergantung
pada jalannya reaksi, tetapi hanya ditentukan oleh		H pereaksi dan	H
hasil reaksi. Oleh karena itu,	H° reaksi dapat dihitung dari selisih		H°f

zat-zat yang bereaksi. Secara matematika dirumuskan sebagai berikut:

^H°reaksi ^{= ∑  H°}f (produk) ^{– ∑   H°}f (pereaksi)

dengan ∑ menyatakan jumlah macam zat yang terlibat dalam reaksi.

Contoh

Menghitung                         H_reaksi dari data       H°_f

Gunakan data H^°_f untuk menentukan H° reaksi amonia dan oksigen berlebih. Persamaan reaksinya:

NH₃(g) + O₂(g) → NO₂(g) + H₂O(g)

Jawab:

1.   Cari data H°_f masing-masing zat

2.       Setarakan persamaan reaksi

3.	Kalikan harga  H°f		dengan koefisien reaksinya
4.	Tentukan  H° reaksi dengan rumus di atas
Data		H°f untuk masing-masing zat adalah
H°f		(NH3) = –46,1 kJ;	H°f  (O2) = 0 kJ;
H°f		(NO2) = –33,2 kJ;	H°f (H2O) = 214,8 kJ
Persamaan reaksi setara:

4NH₃(g) + 7O₂(g)  → 4NO₂(g) + 6H₂O(g)

^H°reaksi  ^{=   ∑ H°}(produk) ^{– ∑   H°}(pereaksi)

=   (1.288,8 kJ + 132,8 kJ) – (–184 kJ + 0)

=   1.340 kJ

Jadi, pembakaran 4 mol amonia dilepaskan kalor sebesar 1.340 kJ

4. Penentuan     H Reaksi dari Data Energi Ikatan

Anda sudah tahu apa yang dimaksud dengan ikatan? Kekuatan ikatan antara atom-atom dalam molekul dapat diketahui dari energinya. Semakin besar energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan, semakin kuat ikatan tersebut. Pada topik berikut, Anda akan mempelajari cara menghitung energi ikatan dan hubungannya dengan perubahan entalpi.

a.   Energi Ikatan Rata-Rata

Pada molekul diatom, energi ikatan disebut juga energi disosiasi, dilambangkan dengan D (dissociation). Energi ikatan didefinisikan sebagai jumlah energi yang diperlukan untuk memutuskan ikatan 1 mol suatu molekul dalam wujud gas.

Contoh:
H	(g)  → 2 H(g)	D	H–H	= 436 kJ mol–1
2

Pada molekul beratom banyak, energi untuk memutuskan semua ikatan dalam molekul berwujud gas menjadi atom-atom netral berwujud gas dinamakan energi atomisasi. Besarnya energi atomisasi sama dengan jumlah semua energi ikatan dalam molekul.

Contoh:

Dalam metana, energi atomisasi adalah energi yang diperlukan untuk memutuskan semua ikatan antara atom C dan H.

CH₄(g) →  C(g) + 4H(g)

Dalam molekul beratom banyak, energi yang diperlukan untuk memutuskan satu per satu ikatan tidak sama. Simak tabel berikut.

Tabel 3.1  Energi Ikatan Rata-Rata untuk Metana (kJ mol^–1)

Tahap Pemutusan Ikatan pada CH4		Energi Disosiasi (kJ mol–1)
CH4(g) →CH3(g) + H(g)		DC–H = 435
CH3(g) →CH2(g) + H(g)		DC–H = 453
CH	(g) →CH(g) + H(g)	DC–H = 425
2
CH(g) →C(g) + H(g)		DC–H = 339

Sumber: Chemistry with Inorganic Qualitative Analysis, 1989

Berdasarkan data pada Tabel 3.1, apakah yang dapat Anda simpulkan? Kekuatan setiap ikatan C–H dalam metana tidak sama, padahal ikatan yang diputuskan sama, yaitu ikatan antara karbon dan hidrogen. Mengapa?

Ikatan yang diputuskan berasal dari molekul yang sama dan juga atom yang sama, tetapi karena lingkungan kimianya tidak sama, besarnya energi yang diperlukan menjadi berbeda. Oleh karena ikatan yang diputuskan dari atom-atom yang sama dan nilai energi ikatan tidak berbeda jauh maka nilai energi ikatan dirata-ratakan sehingga disebut energi ikatan rata-rata. Berdasarkan pertimbangan tersebut, energi disosiasi ikatan rata-rata untuk C–H adalah 413 kJ mol^–1. Nilai ini berlaku untuk semua jenis ikatan C–H dalam molekul. Beberapa harga energi ikatan rata-rata ditunjukkan pada Tabel 3.2 berikut.

Tabel 3.2  Energi Ikatan Rata-Rata (kJ mol^–1)

Jenis Ikatan			Atom-Atom yang Berikatan
		H	C	N	O	S	F	Cl	Br	I
Tunggal	H	432
	C	413	346
	N	386	305	167
	O	459	358	201	142
	S	363	272	–	–	226
	F	465	485	283	190	284	155
	Cl	428	327	313	218	255	249	240
	Br	362	285	–	201	217	249	216	190
	I	295	213	–	201	–	278	208	175	149
Rangkap dua	C		602
	N		615	418
	O		799	607	494	532
	S
Rangkap tiga	C		835
	N		887	942

Sumber: General Chemistry (Ebbing), 1990

b.   Menggunakan Data Energi Ikatan

Nilai energi ikatan rata-rata dapat digunakan untuk menghitung perubahan entalpi suatu reaksi. Bagaimana caranya? Menurut Dalton, reaksi kimia tiada lain berupa penataan ulang atom-atom. Artinya, dalam reaksi kimia terjadi pemutusan ikatan (pada pereaksi) dan pembentukan kembali ikatan (pada hasil reaksi).

Untuk memutuskan ikatan diperlukan energi. Sebaliknya, untuk membentuk ikatan dilepaskan energi. Selisih energi pemutusan dan pembentukan ikatan menyatakan perubahan entalpi reaksi tersebut, yang dirumuskan sebagai berikut.

^Hreaksi ^=∑D(pemutusan ikatan) ^{– ∑D}(pembentukan ikatan)

Dengan ∑ menyatakan jumlah ikatan yang terlibat, D menyatakan energi ikatan rata-rata per mol ikatan.

contoh

Menghitung     H dari Energi Ikatan Rata-Rata

Gunakan data energi ikatan rata-rata pada Tabel 3.2 untuk menghitung H reaksi pembentukan amonia dari unsur-unsurnya.

Jawab:

1.        Tuliskan persamaan reaksi dan setarakan.

2.        Tentukan ikatan apa yang putus pada pereaksi, dan hitung jumlah energi ikatan rata-rata yang diperlukan.

3.        Tentukan ikatan apa yang terbentuk pada hasil reaksi, dan hitung jumlah energi ikatan rata-rata yang dilepaskan.

4.        Hitung selisih energi yang terlibat dalam reaksi.

Persamaan reaksinya:

N₂(g) + 3H₂(g) →  2NH₃(g)

Ikatan yang putus pada pereaksi:

N		N	1 mol × 418 kJ mol–1 = 418 kJ
H–H			3 mol × 432 kJ mol–1 = 1296 kJ

Total energi yang diperlukan = 1714 kJ

Ikatan yang terbentuk pada hasil reaksi:

N–H    2 mol × 386 kJ mol^–1 = 1158 kJ

Total energi yang dilepaskan = 1158 kJ

Perubahan entalpi reaksi pembentukan amonia:

^Hreaksi          ^{= D}pemutusan ikatan ^{– D}pembentukan ikatan

= 1.714 kJ – 1.158 kJ = 556 kJ

Oleh karena H positif maka pembentukan 2 mol amonia menyerap energi sebesar 556 kJ atau sebesar 278 kJ mol^–1.