Termokimia NO Persamaan Diagram Energi dan ΔH untuk 1,5 Mol

Termokimia NO: Persamaan, Diagram Energi, dan ΔH untuk 1,5 mol bukan cuma deretan angka dan rumus di buku teks, tapi cerita lengkap tentang bagaimana energi mengalir dalam sebuah reaksi kimia yang sangat krusial, dari polusi udara hingga sinyal sel tubuh. Bayangkan kita ingin memasak resep, tapi skalanya bukan untuk 4 orang melainkan untuk 3 orang—harus tepat menakar bahan dan energinya. Nah, dalam dunia reaksi kimia khususnya yang melibatkan Nitrogen Monoksida (NO), memahami bagaimana menyesuaikan persamaan termokimia dan diagram energinya untuk jumlah spesifik seperti 1,5 mol adalah keterampilan fundamental.

Pembahasan ini akan mengajak kita menyelami seni penskalaan persamaan termokimia, menginterpretasi visualisasi alur energi melalui diagram yang dinamis, serta menghitung perubahan entalpi (ΔH) dengan presisi menggunakan data kalorimeter dan Hukum Hess. Fokus pada 1,5 mol ini justru menarik karena seringkali kita berhadapan dengan jumlah yang tidak bulat dalam percobaan nyata, sehingga pemahaman konversi yang tepat menjadi kunci untuk prediksi yang akurat dalam penelitian maupun aplikasi industri.

Mengurai Persamaan Termokimia Nitrogen Monoksida dalam Skala 1,5 Mol

Persamaan termokimia adalah representasi lengkap dari suatu reaksi kimia yang tidak hanya menunjukkan zat-zat yang terlibat, tetapi juga perubahan entalpinya. Keunikannya, persamaan ini bersifat proporsional terhadap jumlah mol. Artinya, koefisien stoikiometri dan nilai ΔH yang tercantum berlaku spesifik untuk jumlah zat seperti yang ditulis. Jika kita mengambil contoh reaksi pembentukan nitrogen monoksida (NO) dari unsur-unsurnya, persamaan standarnya sering ditulis untuk 1 mol NO.

Namun, dalam praktik laboratorium atau skala industri, kita jarang bekerja dengan angka bulat yang pas. Permintaan untuk menghitung untuk 1,5 mol NO adalah contoh nyata bagaimana teori termokimia diterapkan pada situasi yang lebih realistis dan tidak bulat.

Konsep kuncinya adalah bahwa perubahan entalpi (ΔH) merupakan besaran ekstensif. Ia bergantung pada jumlah materi yang terlibat. Jika persamaan untuk 1 mol NO memiliki ΔH = +90,4 kJ, itu berarti diperlukan 90,4 kJ energi untuk membentuk 1 mol NO dari ½ mol N₂ dan ½ mol O₂. Untuk 1,5 mol, kita secara sederhana mengalikan seluruh persamaan—baik koefisien reaktan/produk maupun nilai ΔH—dengan faktor 1,5.

Ini bukan sekadar perkalian angka, melainkan penskalaan seluruh proses reaksi. Dengan melakukan ini, kita mendapatkan persamaan termokimia baru yang sah dan secara langsung menggambarkan proses untuk jumlah zat yang kita inginkan, tanpa perlu melakukan konversi lagi di tengah perhitungan.

Perbandingan Persamaan Termokimia pada Berbagai Skala Mol

Berikut adalah tabel yang membandingkan persamaan termokimia pembentukan NO pada tiga skala berbeda: standar (1 mol), yang diminta (1,5 mol), dan contoh lain (3 mol). Perhatikan hubungan proporsional yang konsisten antara koefisien dan nilai ΔH.

Langkah perhitungannya sangat langsung. Berangkat dari persamaan dan ΔH standar, faktor penskalaan ditentukan dari rasio mol yang diinginkan terhadap mol dalam persamaan standar. Perkalian kemudian dilakukan secara menyeluruh.

Contoh Perhitungan:
Diketahui: ½ N₂(g) + ½ O₂(g) → NO(g) ΔH = +90,4 kJ/mol
Ditanya: ΔH untuk pembentukan 1,5 mol NO?
Faktor skala = (1,5 mol NO yang diinginkan) / (1 mol NO pada persamaan standar) = 1,5
Kalikan semua koefisien dan ΔH dengan 1,5:
(1,5 × ½) N₂(g) + (1,5 × ½) O₂(g) → (1,5 × 1) NO(g)

,75 N₂(g) + 0,75 O₂(g) → 1,5 NO(g) ΔH = 1,5 × (+90,4 kJ) = +135,6 kJ

Implikasi praktis penskalaan ini sangat luas. Dalam desain reaktor industri, insinyur tidak merancang untuk 1 mol, tetapi untuk ribuan ton produk. Mereka menggunakan prinsip yang sama untuk menghitung kebutuhan energi (pemanasan atau pendinginan) reaktor berdasarkan laju produksi. Di laboratorium penelitian, seorang sintesis kimia mungkin hanya membutuhkan 1,5 mmol (0,0015 mol) dari suatu senyawa intermediate. Dengan memahami penskalaan termokimia, mereka dapat memperkirakan efek panas yang sangat kecil dari reaksi tersebut, yang penting untuk keselamatan dan kontrol proses.

Kemampuan ini mengubah persamaan termokimia dari sekadar fakta teoritis menjadi alat prediktif yang dinamis.

Visualisasi Alur Energi pada Diagram untuk Pembentukan dan Dekomposisi NO

Diagram energi memberikan peta visual yang sangat berharga untuk memahami jalannya reaksi kimia. Bayangkan diagram ini sebagai sebuah lintasan bukit dan lembah, di mana ketinggian mewakili energi potensial kimia dari partikel-partikel yang bereaksi. Untuk reaksi pembentukan dan dekomposisi nitrogen monoksida (NO) pada skala 1,5 mol, diagram ini tetap mempertahankan bentuk dasarnya, namun sumbu energi vertikalnya akan menunjukkan angka yang berbeda karena jumlah materi yang lebih besar.

Visualisasi ini membantu kita memahami bukan hanya berapa banyak panas yang terlibat, tetapi juga rintangan energi yang harus dilewati agar reaksi bisa terjadi.

Mari kita gambarkan diagram untuk reaksi endoterm pembentukan 1,5 mol NO dari unsur-unsurnya: 0,75 N₂(g) + 0,75 O₂(g) → 1,5 NO(g) ΔH = +135,6 kJ. Diagram akan menunjukkan garis awal yang mewakili campuran reaktan (N₂ dan O₂) pada tingkat energi tertentu. Garis ini kemudian naik secara curam ke sebuah puncak, yang disebut keadaan transisi atau kompleks teraktivasi, sebelum turun ke produk (NO).

Namun, karena reaksi ini endoterm, garis akhir untuk produk NO berada lebih tinggi daripada garis awal reaktan. Selisih ketinggian antara garis awal dan akhir inilah perubahan entalpi total (ΔH = +135,6 kJ). Area antara garis awal dan puncak bukit adalah energi aktivasi (Ea), yaitu energi minimum yang harus dimiliki tumbukan antar partikel agar bisa menghasilkan produk.

Komponen Kunci dalam Diagram Energi, Termokimia NO: Persamaan, Diagram Energi, dan ΔH untuk 1,5 mol

• Keadaan Awal (Reaktan): Menunjukkan tingkat energi total dari 0,75 mol N₂ dan 0,75 mol O₂ sebelum bereaksi. Ini adalah acuan dasar.
• Keadaan Transisi: Puncak tertinggi pada diagram. Ini adalah keadaan tidak stabil di mana ikatan lama sedang terputus dan ikatan baru sedang terbentuk. Partikel-partikel pada konfigurasi ini memiliki energi yang sangat tinggi.
• Energi Aktivasi (Ea): Dihitung sebagai selisih energi antara keadaan transisi dan keadaan awal. Nilai Ea menentukan laju reaksi; semakin tinggi Ea, reaksi semakin lambat.
• Keadaan Akhir (Produk): Menunjukkan tingkat energi total dari 1,5 mol NO yang terbentuk. Karena reaksi endoterm, titik ini lebih tinggi daripada keadaan awal.
• Perubahan Entalpi (ΔH): Selisih energi antara keadaan akhir dan keadaan awal. Pada diagram untuk 1,5 mol, nilai ΔH yang digambarkan adalah +135,6 kJ, lebih besar daripada diagram untuk 1 mol karena melibatkan lebih banyak partikel.

Jika kita membandingkan dengan diagram reaksi dekomposisi NO (yang bersifat eksoterm), bentuknya akan terbalik. Untuk 1,5 mol NO terdekomposisi, garis awal (NO) akan berada di atas, dan garis akhir (N₂ + O₂) di bawah, dengan ΔH = -135,6 kJ. Perubahan jumlah mol, misalnya dari 1 mol ke 1,5 mol, tidak mengubah bentuk relatif atau rasio Ea/ΔH diagram. Yang berubah adalah skala numerik pada sumbu energi.

Semua nilai energi (Ea dan ΔH) akan dikalikan dengan faktor yang sama (1,5), membuat bukit menjadi lebih “tinggi” secara absolut, tetapi kemiringan relatifnya tetap.

Narasi Perjalanan Partikel 1,5 Mol

Bayangkan sekumpulan partikel yang setara dengan 0,75 mol molekul N₂ dan 0,75 mol molekul O₂. Mereka bergerak acak dengan berbagai energi kinetik. Hanya sebagian kecil dari partikel-partikel ini yang, saat bertumbukan, memiliki energi gabungan yang cukup untuk mencapai puncak bukit energi aktivasi. Ketika sekelompok partikel yang setara dengan 1,5 mol NO akhirnya terbentuk, mereka kini berada di dataran tinggi energi yang lebih tinggi.

Energi sebesar 135,6 kJ telah diserap dari lingkungan (misalnya, dari nyala api dalam proses industri) dan tersimpan sebagai energi potensial kimia dalam ikatan NO yang lebih kuat secara relatif. Diagram ini menceritakan perjalanan kolektif dari miliaran triliunan partikel tersebut, dengan angka 135,6 kJ sebagai catatan resmi dari total “biaya” energi perjalanan untuk 1,5 mol penumpang (NO).

Penghitungan Perubahan Entalpi Reaksi Spesifik Berdasarkan Data Kalorimeter

Kalorimetri adalah metode eksperimental langsung untuk mengukur panas yang diserap atau dilepaskan dalam suatu reaksi. Dalam konteks menentukan ΔH untuk reaksi yang melibatkan 1,5 mol NO, kita bisa mensimulasikan percobaan di mana reaksi tersebut terjadi dalam kalorimeter. Prinsip dasarnya adalah hukum kekekalan energi: panas yang dihasilkan atau diserap oleh reaksi (q_reaksi) sama dengan panas yang diterima atau dilepaskan oleh larutan dan kalorimeter (q_larutan + q_kalorimeter), tetapi dengan tanda berlawanan.

Dengan mengukur perubahan suhu (ΔT) yang terjadi, kita dapat menghitung q_sistem, dan akhirnya menormalisasikannya terhadap jumlah mol NO yang bereaksi untuk mendapatkan ΔH.

Prosedur sistematisnya dimulai dengan menyiapkan reaksi dalam kalorimeter terisolasi. Misalnya, reaksi antara oksida logam dan asam yang menghasilkan NO, atau reaksi reduksi yang mengonsumsi NO. Massa dan konsentrasi reaktan diatur sedemikian rupa sehingga NO menjadi pereaksi pembatas dengan hasil teoritis 1,5 mol. Suhu awal dicatat, reaksi dibiarkan berlangsung hingga selesai, dan suhu akhir diukur. Data massa larutan, kalor jenis larutan (biasanya dianggap sama dengan air, 4,18 J/g°C), dan perubahan suhu ini menjadi dasar perhitungan.

Data Hipotetis Percobaan Kalorimetri

Sumber ketidakpastian dalam percobaan ini bisa mempengaruhi akurasi ΔH untuk 1,5 mol NO. Kehilangan panas ke lingkungan (walaupun kalorimeter diisolasi) adalah yang utama, menyebabkan ΔT yang terukur lebih kecil dari yang seharusnya untuk reaksi eksoterm. Asumsi bahwa kalor jenis larutan sama dengan air juga bisa meleset jika konsentrasi elektrolit tinggi. Ketidakakuratan dalam penimbangan massa atau pengukuran volume mempengaruhi perhitungan jumlah mol NO yang sebenarnya bereaksi.

Jika reaksi tidak berjalan sempurna hingga 1,5 mol, maka normalisasi ΔH menjadi tidak akurat. Semua kesalahan ini berproporsional, sehingga kesalahan kecil dalam ΔT atau mol akan langsung terbawa ke nilai ΔH akhir.

Contoh Perhitungan Lengkap:
Misal, suatu reaksi eksoterm yang menghasilkan 1,5 mol NO menyebabkan kenaikan suhu 6,5°C pada 500 g air di kalorimeter.

1. Hitung panas yang diserap oleh larutan (q_larutan)

q_larutan = m × c × ΔT = 500 g × 4,18 J/g°C × 6,5 °C = 13585 J = 13,585 kJ.

2. Panas dari reaksi (q_reaksi) memiliki tanda berlawanan karena dilepaskan ke larutan

q_reaksi =

Membahas Termokimia NO, khususnya Persamaan, Diagram Energi, dan ΔH untuk 1,5 mol, kita perlu ketelitian dalam menghitung perubahan energi. Proses penghitungan yang runut ini mengingatkan pada prinsip dasar dalam logika digital, seperti yang dijelaskan dalam ulasan tentang Counter menghitung nilai 0 sampai 6 lengkap keterangan. Dengan pemahaman sistematis seperti itu, kita bisa lebih mudah menganalisis bagaimana energi dalam sistem reaksi NO tersebut berubah, baik diserap maupun dilepaskan, untuk jumlah mol yang spesifik.

• q_larutan = -13,585 kJ.
• Nilai q_reaksi ini terkait dengan jumlah mol NO yang dihasilkan dalam percobaan (1,5 mol). Maka, ΔH reaksi per mol NO adalah:

ΔH = q_reaksi / mol NO = -13,585 kJ / 1,5 mol = -9,06 kJ/mol.
Jadi, untuk persamaan yang menghasilkan 1,5 mol NO, ΔH reaksinya adalah 1,5 × (-9,06 kJ/mol) = -13,59 kJ.

Interkoneksi antara Hukum Hess dan Perubahan Entalpi Standar Pembentukan NO

Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi total suatu reaksi hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir, tidak pada jalur reaksinya. Prinsip yang elegan ini menjadi senjata ampuh, terutama ketika reaksi target sulit diukur langsung atau ketika kita bekerja dengan jumlah mol yang tidak bulat seperti 1,5 mol NO. Dengan memanfaatkan data entalpi pembentukan standar (ΔH⁰f) dari berbagai senyawa, kita dapat membangun jalur hipotetis dari reaktan ke produk melalui unsur-unsurnya, dan menjumlahkan perubahan entalpi di setiap langkah untuk mendapatkan ΔH reaksi target.

Ini seperti menghitung selisih ketinggian antara dua kota dengan menjumlahkan naik-turun dari berbagai rute alternatif.

Penerapannya untuk reaksi yang melibatkan 1,5 mol NO mengikuti logika yang sama. Nilai ΔH⁰f yang tersedia di tabel biasanya diberikan per mol senyawa. Jika reaksi target kita melibatkan 1,5 mol NO sebagai produk atau reaktan, kita cukup menggunakan nilai ΔH⁰f untuk NO dan senyawa lain yang terlibat, kemudian mengalikan setiap nilai ΔH⁰f tersebut dengan koefisien stoikiometri (yang mungkin pecahan seperti 1,5 atau -1,5) dalam persamaan reaksi setara yang sudah kita balance.

Rumus umumnya adalah ΔH⁰reaksi = Σ [koefisien × ΔH⁰f (produk)]
-Σ [koefisien × ΔH⁰f (reaktan)].

Langkah-Langkah Penerapan Hukum Hess

• Menulis persamaan reaksi target yang setara, termasuk koefisien 1,5 untuk NO jika diperlukan.
• Mengidentifikasi data ΔH⁰f untuk semua reaktan dan produk dari tabel yang terpercaya.
• Menyusun perhitungan aljabar sesuai rumus: (Jumlah entalpi pembentukan produk) dikurangi (Jumlah entalpi pembentukan reaktan).
• Memastikan koefisien stoikiometri (termasuk pecahan seperti 1,5) dikalikan dengan benar ke setiap nilai ΔH⁰f.
• Melakukan penjumlahan aljabar untuk mendapatkan ΔH⁰ reaksi untuk jumlah mol seperti pada persamaan target.

Dibandingkan dengan kalorimetri langsung, Hukum Hess seringkali lebih efisien dan akurat untuk jumlah mol tidak bulat. Metode ini menghindari kesalahan eksperimental seperti kehilangan panas. Akurasinya sangat bergantung pada keakuratan data ΔH⁰f acuan, yang biasanya telah ditentukan dengan sangat teliti. Untuk skala 1,5 mol, kita tidak perlu melakukan eksperimen baru; cukup dengan kalkulator dan data tabel. Namun, metode ini terbatas pada reaksi yang semua ΔH⁰f komponennya diketahui, dan tidak memberikan wawasan kinetik seperti energi aktivasi yang didapat dari eksperimen.

Studi Kasus Numerik:
Hitung ΔH untuk reaksi: 1,5 NO₂(g) → 1,5 NO(g) + 0,75 O₂(g)
Data ΔH⁰f (dalam kJ/mol): NO₂(g) = +33,2; NO(g) = +90,4; O₂(g) = 0.ΔH⁰reaksi = [1,5(ΔH⁰f NO) + 0,75(ΔH⁰f O₂)]

[1,5(ΔH⁰f NO₂)]

= [1,5 × (+90,4) + 0,75 × (0)]

[1,5 × (+33,2)]

= [135,6]

[49,8] = +85,8 kJ.

Jadi, dekomposisi 1,5 mol NO₂ membutuhkan 85,8 kJ energi.

Aplikasi Numerik dalam Menyeimbangkan Persamaan dan Konversi Entalpi: Termokimia NO: Persamaan, Diagram Energi, Dan ΔH Untuk 1,5 mol

Langkah pertama dalam menyelesaikan masalah termokimia seringkali adalah menyeimbangkan persamaan reaksi. Ketika reaksi tersebut melibatkan nitrogen monoksida (NO) dan kita langsung ditargetkan untuk menghitung ΔH untuk 1,5 mol NO, prosesnya menjadi dua tahap yang terintegrasi: penyeimbangan stoikiometri dan penskalaan termokimia. Tantangannya muncul ketika koefisien stoikiometri yang dihasilkan bukan bilangan bulat, melainkan pecahan—hal yang justru umum dalam termokimia karena fokus pada per mol zat tertentu.

Kuncinya adalah menerima koefisien pecahan tersebut sebagai representasi yang valid selama persamaannya setara, kemudian secara konsisten menggunakannya untuk mengkonversi nilai ΔH.

Misalnya, kita diminta menghitung ΔH untuk reaksi antara tembaga (Cu) dengan asam nitrat pekat yang menghasilkan 1,5 mol NO₂. Persamaan tidak setaranya mungkin: Cu + HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + NO₂ + H₂O. Setelah disetarakan dengan benar (mempertimbangkan perubahan bilangan oksidasi), kita mungkin mendapatkan persamaan seperti: Cu + 4 HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2 NO₂ + 2 H₂O, dengan ΔH diketahui per 2 mol NO₂.

Untuk mendapatkan versi 1,5 mol NO₂, kita skala seluruh persamaan dengan faktor (1,5/2) = 0,
75. Hasilnya: 0,75 Cu + 3 HNO₃ → 0,75 Cu(NO₃)₂ + 1,5 NO₂ + 1,5 H₂O. Nilai ΔH-nya juga dikalikan 0,75. Pendekatan ini lebih rapi daripada menghitung ΔH per mol NO₂ lalu mengalikan dengan 1,5, karena langsung menghasilkan persamaan termokimia yang siap pakai untuk skala yang diinginkan.

Contoh Penyeimbangan dan Konversi Entalpi

Strategi memeriksa konsistensi sangat penting. Setelah menyeimbangkan persamaan, pastikan jumlah atom setiap unsur sama di kiri dan kanan. Kemudian, saat mengkonversi ΔH, pastikan faktor penskalaan diterapkan secara linear terhadap jumlah mol zat yang menjadi acuan (biasanya NO dalam konteks ini). Selalu sertakan satuan (kJ) dan jelas menyatakan untuk jumlah mol berapa nilai ΔH itu berlaku. Terakhir, tinjau kembali dari sudut pandang hukum kekekalan energi: jika reaksi bersifat eksoterm (ΔH negatif) untuk 1 mol, maka untuk 1,5 mol ia harus lebih eksoterm (nilai negatifnya lebih besar), dan sebaliknya untuk reaksi endoterm.

Logika sederhana ini menjadi pengecekan akhir yang efektif untuk menghindari kesalahan tanda atau besaran.

Terakhir

Jadi, setelah menjelajahi seluk-beluk Termokimia NO untuk 1,5 mol, intinya adalah fleksibilitas dan presisi. Kimia itu bukan ilmu yang kaku; persamaan termokimia bisa diskalakan, diagram energi bisa divisualisasikan ulang, dan ΔH bisa dihitung melalui berbagai jalur—entah lewat kalorimeter langsung atau manipulasi cerdas Hukum Hess. Poin terpentingnya, semua tools ini saling terhubung dan memberikan kita lensa yang berbeda untuk memahami cerita energi yang sama.

Menguasai konsep ini ibarat memiliki kunci untuk membuka prediksi yang lebih realistis di lab atau pabrik. Ketika kita bisa dengan percaya diri mengkonversi nilai untuk 1,5 mol, itu artinya kita benar-benar paham esensi hubungan stoikiometri dengan energi. Pada akhirnya, termokimia NO mengajarkan bahwa dalam setiap reaksi, sekecil apa pun skalanya, ada narasi besar tentang pertukaran energi yang menunggu untuk dibaca dan dimengerti.

Panduan Pertanyaan dan Jawaban

Mengapa harus fokus pada 1,5 mol NO, bukan jumlah bulat seperti 1 atau 2 mol?

Karena dalam eksperimen nyata di laboratorium atau kondisi industri, jumlah reaktan yang digunakan seringkali tidak bulat akibat penimbangan, kemurnian bahan, atau desain percobaan. Belajar mengkonversi untuk 1,5 mol melatih pemahaman prinsip penskalaan yang dapat diterapkan pada
-setiap* jumlah mol, sekaligus mempersiapkan kita untuk menghadapi data dunia nyata yang jarang sempurna.

Apakah diagram energi untuk 1,5 mol bentuknya berbeda dengan diagram untuk 1 mol?

Bentuk dasar diagram (profil kurva, ada/tidaknya “gunung” energi aktivasi) tetap sama karena mewakili sifat reaksi. Namun, sumbu vertikal (entalpi) akan diskalakan. Jika ΔH untuk 1 mol adalah X kJ, maka untuk 1,5 mol, ketinggian atau kedalaman perubahan entalpi total pada diagram akan menjadi 1,5X kJ, sehingga grafiknya terlihat lebih “curam” atau “dalam”.

Bagaimana jika saya hanya punya data ΔH untuk 2 mol, tetapi butuh nilai untuk 1,5 mol? Apakah cukup dibagi saja?

Tidak selalu langsung dibagi. Langkah pertama adalah mencari nilai ΔH
-per mol* dengan membagi nilai untuk 2 mol dengan koefisien stoikiometri NO dalam persamaan tersebut. Setelah mendapatkan ΔH per mol, baru kalikan dengan 1,5. Penting untuk memastikan persamaan termokimia aslinya sudah setara dan konversi mengikuti proporsi linier terhadap mol NO.

Metode mana yang lebih akurat untuk menentukan ΔH 1,5 mol NO: kalorimetri langsung atau Hukum Hess?

Kalorimetri langsung berpotensi memiliki kesalahan eksperimen (kehilangan kalor, ketelitian alat). Hukum Hess, yang menggunakan data entalpi pembentukan standar, bergantung pada akurasi data literatur. Untuk jumlah tidak bulat seperti 1,5 mol, Hukum Hess sering dianggap lebih praktis dan akurat secara teoritis karena menghindari kesalahan pengukuran langsung, asalkan data rujukannya berkualitas tinggi.

Dalam penskalaan persamaan termokimia, apakah koefisien pecahan (misal 3/2) diperbolehkan?

Dalam konteks termokimia murni untuk perhitungan entalpi, ya, diperbolehkan. Koefisien pecahan seperti 3/2 untuk NO (yang setara dengan 1,5 mol) sering digunakan untuk menyederhanakan persamaan yang sudah disetarakan terhadap zat lain. Yang penting, hubungan proporsional antara koefisien dan nilai ΔH tetap terjaga. Namun, untuk menyetarakan reaksi secara umum, biasanya dihindari.