KIMIA-TERMOKIMIA (HUKUM HESS)-PERTEMUAN 7

Asslamualaikum wr wb, Apakabar semuanya, semoga sehat selalu dan tetap semangat mengikuti Materi Kimia Bersama Bapak MUHIBUDDIN. 

Baik, pertemuan kali ini kita akan membahas tentang HUKUM HESS

-------------------------------------

Hukum Hess

Pengukuran perubahan entalpi suatu reaksi kadangkala tidak dapat ditentukan langsung dengan kalorimeter, misalnya penentuan perubahan entalpi pembentukan standar (DHf o )CO. Reaksi pembakaran karbon tidak mungkin hanya menghasilkan gas CO saja tanpa disertai terbentuknya gas CO2. Jadi, bila dilakukan pengukuran perubahan entalpi dari reaksi tersebut; yang terukur tidak hanya reaksi pembentukan gas CO saja tetapi juga perubahan entalpi dari reaksi pembentukan gas CO2.

Untuk mengatasi hal tersebut, Henry Hess  melakukan serangkaian percobaan dan menyimpulkan bahwa perubahan entalpi suatu reaksi merupakan fungsi keadaan.

Artinya : “ perubahan entalpi suatu reaksi hanya tergantung pada keadaan awal ( zat-zat pereaksi )   dan keadaan akhir ( zat-zat hasil reaksi ) dari suatu reaksi dan tidak tergantung pada jalannya reaksi.” Pernyataan ini disebut Hukum Hess, rumus yang dapat dipakai yaitu :

---

ΔHreaksi = ΔH1 + ΔH2 +…

Menurut hukum Hess, karena entalpi adalah fungsi keadaan, perubahan entalpi dari suatu reaksi kimia adalah sama, walaupun langkah-langkah yang digunakan untuk memperoleh produk berbeda. Dengan kata lain, hanya keadaan awal dan akhir yang berpengaruh terhadap perubahan entalpi, bukan langkah-langkah yang dilakukan untuk mencapainya.

1) Satu tahap:	C(s) + O2(g) → CO2(g)		∆H = –394 kJ
2) Dua tahap:	C(s) + ½ O2(g) → CO(g)		∆H = –110 kJ
	CO(g) + O2(g) → CO2(g)		∆H = –284 kJ
	C(s) + O2(g) → CO2(g)		∆H = –394 kJ

Hukum Hess dapat dinyatakan dalam bentuk diagram siklus atau diagram tingkat energi. Diagram siklus untuk reaksi pembakaran karbon pada contoh di atas adalah sebagai berikut:

Diagram siklus reaksi pembakaran karbon.

Dari siklus reaksi di atas, pembakaran karbon dapat melalui dua lintasan, yaitu lintasan-1 yang langsung membentuk CO₂, sedangkan lintasan-2, mula-mula membentuk CO, kemudian CO₂. Jadi, ∆H₁ = ∆H₂ + ∆H₃

Diagram tingkat energi :

Diagram tingkat energi reaksi karbon dengan oksigen membentuk CO₂ menurut dua lintasan.

Hal ini menyebabkan perubahan entalpi suatu reaksi dapat dihitung sekalipun tidak dapat diukur secara langsung. Caranya adalah dengan melakukan operasi aritmatika pada beberapa persamaan reaksi yang perubahan entalpinya diketahui. Persamaan-persamaan reaksi tersebut diatur sedemikian rupa sehingga penjumlahan semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan suatu angka, perubahan entalpinya juga harus dikali (dibagi).

Jika persamaan itu dibalik, maka tanda perubahan entalpi harus dibalik pula (yaitu menjadi -ΔH). Berdasarkan Hukum Hess, penentuan DH dapat dilakukan melalui 3 cara yaitu :

1)        Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung melalui penjumlahan dari perubahan entalpi beberapa reaksi yang berhubungan.

2)        Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan selisih entalpi pembentukan ( DHf o ) antara produk dan reaktan.

3)        Perubahan entalpi ( DH ) suatu reaksi dihitung berdasarkan data energi ikatan.

---

Selain itu, dengan menggunakan hukum Hess, nilai ΔH juga dapat diketahui dengan pengurangan entalpi pembentukan produk-produk dikurangi entalpi pembentukan reaktan. Secara matematis untuk reaksi-reaksi lainnya secara umum.

Dengan mengetahui ΔHf (perubahan entalpi pembentukan) dari reaktan dan produknya, dapat diramalkan perubahan entalpi reaksi apapun, dengan rumus

ΔH=ΔHfP-ΔH fR

Perubahan entalpi suatu reaksi juga dapat diramalkan dari perubahan entalpi pembakaran reaktan dan produk, dengan rumus

ΔH=-ΔHcP+ΔHcR

---

Konsep dari hukum Hess juga dapat diperluas untuk menghitung perubahan fungsi keadaan lainnya, seperti entropi dan energi bebas. Kedua aplikasi ini amat berguna karena besaran-besaran tersebut sulit atau tidak bisa diukur secara langsung, sehingga perhitungan dengan hukum Hess digunakan sebagai salah satu cara menentukannya.

Penentuan ∆H Reaksi dengan Hukum Hess

Hukum Hess : ” Kalor reaksi yang dilepas atau diserap hanya bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir”. Untuk mengubah zat A menjadi zat B (produk) diperlukan kalor reaksi sebesar ∆H. Atau cara lain yaitu mengubah zat A menjadi zat B dengan kalor reaksi ∆H1, zat B diubah menjadi zat C dengan kalor reaksi ∆H2 dan zat C diubah menjadi zat D dengan kalor reaksi ∆H3 . Sehingga harga perubahan entalpi adalah :

---

∆Hreaksi = ∆H1 + ∆H2 + ∆H3 .

Hal tersebut dapat dibuat siklus dan diagram tingkat energinya sebagai
berikut :

• Siklus energi pembentukan zat D dari zat A
• Diagram tingkat energi pembentukan zat D dari zat A

CONTOH SOAL

SOAL 1 :

Diketahui data entalpi reaksi sebagai berikut :
Ca(s) + ½ O2(g) → CaO(s) ∆H = – 635,5 kJ
C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = – 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(g) ∆H = – 1207,1 kJ
Hitunglah perubahan entalpi reaksi : CaO(s) + CO2(g) → CaCO3(s) !

Penyelesaian :
CaO(s) ………………………..→ Ca(s) + ½ O2(g) ….∆H = + 635,5 kJ
CO2(g)………………………. → C(s) + O2(g) …………∆H = + 393,5 kJ
Ca(s) + C(s) + ½ O2(g) → CaCO3(s)…………….. ∆H = – 1207,1 kJ
_________________________________________ _
CaO(s) + CO2(g) ………..→ CaCO3(s)……………… ∆H = – 178,1 kJ

SOAL 2

½ N2(g) + O2(g) → NO2(g)	ΔH1 = x kJ = + 33,85 kJ/mol		1 tahap
½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g)	ΔH2 = y kJ = + 90,37 kJ/mol	+	2 tahap
NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g)	ΔH3 = z kJ = – 56,52 kJ/mol
½ N2(g) + O2(g) → NO2(g)	ΔH1 = ΔH2+ ΔH3		x = y + z

Menurut Hukum Hess :

ΔH₁ = ΔH₂+ ΔH₃ atau x = y + z

Perubahan dari N₂ g) dan O₂ g) menjadi NO(g) disertai dengan perubahan entalpi (ΔH₁) sebesar +33,85 kJ/mol, meskipun reaksi ditetapkan dalam satu tahap atau dua tahap, ΔH₁ = ΔH₂+ ΔH₃

SOAL 3

Tentukan nilai ∆H_reaksi untuk reaksi penguraian SO₃ sesuai persamaan reaksi berikut.

SO₃(g) → SO₂(g) + ½ O₂(g)

Penyelesaian :

Dari tabel diketahui:

∆H°_f SO₃ = –395,2 kJ mol^-1,

∆H°_f SO₂ = –296,9 kJ mol^-1

∆H_reaksi = ∆H°_f produk – ∆H°_f reaktan

= {1× (–296,9 kJ mol^-1) + ½  × 0} – {1 × (–395,2 kJ mol^-1)}

= –296,6 kJ mol^-1 + 395,2 kJ mol-1

= +98,6 kJ mol^-1

Jadi, penguraian SO₃ sebesar +98,6 kJ mol^-1.

SOAL 4

Karbon membentuk dua jenis : grafit dan intan. Entalpi pembakaran grafit adalah –3939,5 kJ sedangkan intan –395,4 kJ. 

C(grafit) + O₂(g) → CO₂(g) ∆H = -393.5 kJ

C(intan) + O₂(g) → CO₂(g) ∆H = -395.4 kJ

Hitunglah ∆H untuk merubah grafit menjadi intan.

Penyelesaian :

Yang kita inginkan adalah ∆H untuk reaksi :

C(grafit) → C(intan)

C(grafit) + O₂(g) → CO₂(g) ∆H = -393.5 kJ

CO₂(g) → C(intan) + O₂(g) ∆H = +395.4 kJ

C(grafit) → C(intan) ∆H = +1.9 kJ

Dengan menggunakan hukum kekekalan energi, kita pun dapat menggunakannya dalam bentuk diagram energi suatu reaksi. Contoh pembakaran metana untuk menghasilkan gas H₂O dan kemudian pengembunan gas H₂O untuk keadaan padat. Dalam diagram energi tampak sebagaimana terlihat pada Gambar .

Diagram perubahan entalpi reaksi pembakaran metana.

Sehingga, untuk mengetahui entalpi reaksi :

CH₄(g) + O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l)

Nilainya akan sama dengan ∆H₁ = ∆H₂ + ∆H₃

untuk mengetahui entalpi reaksi :

CH₄(g) + O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g)

Nilainya akan sama dengan ∆H₂ = ∆H₁ - ∆H₃ 

untuk mengetahui entalpi reaksi :

2 H₂O(g)) → 2 H₂O(l)

Nilainya akan sama dengan ∆H₃ = ∆H₁ - ∆H₂

SOAL 5

Diketahui diagram siklus Hess

Tentukan entalpi standar pembentukan gas CO₂!

Penyelesaian :

Menurut Hukum Hess:

∆H₁ = ∆H₂ + ∆H₃ = –222 + (–566) kJ = –788 kJ

maka ∆H_f° gas CO₂ = - (788/2) = –394 kJmol^–1

Contoh Soal : [3]

Diketahui diagram tingkat energi sebagai berikut .

Tentukan entalpi standar pembentukan gas CO₂!

Jawaban :

Menurut Hukum Hess:

∆H₁ = ∆H₂ + ∆H₃ = –222 + (–566) kJ = –788 kJ

maka ∆H_f° gas CO₂ = - (788/2) = –394 kJmol^–1

Harga ∆H  reaksi dapat dihitung dengan menggunakan data perubahan entalpi standar pembentukan standar (∆H_f°)

Kegunaan Hukum Hess

Kegunaan hukum Hess untuk memprediksi perubahan entalpi dari hukum kekekalan energi  yang dinyatakan sebagai fungsi keadaan ΔH. Hukum Hess dapat digunakan untuk menghitung jumlah entalpi keseluruhan proses reaksi kimia walaupun menggunakan rute reaksi yang berbeda.

Share this post