kelompok 10 (hukum hess)

 HUKUM HESS

Oleh kelompok 10

Entalpi merupakan fungsi dari energi internal, tekanan dan volume menurut persamaan berikut :

H = U + PV

Selanjutnya, perubahan entalpi dinotasikan sesuai dengan proses perubahan yang terkait, sebagai contoh dari suatu reaksi pembentukan molekul perubahan entalpi disebut sebagai perubahan entalpi pembentukan(formation), dari suatu proses penguapan dsebut sebagai perubahan entalpi penguapan(vaporization), dan lain sebagainya.

Prinsip dasar yang digunakan untuk menghitung perubahan entalpi suatu proses atau reaksi adalah bahwa perubahan entalpi bukan fungsi jalan namun suatu fungsi keadaan sehingga besarnya hanya tergantung pada kondisi awal dan akhir saja. Dari suatu proses reaksi :

aA  +  bB        cC  +  dD

maka perubahan entalpi reaksi dinyatakan sebagai :

ΔH = (c. ΔHC + d. ΔHD) – (a. ΔHA + b. ΔHB)

atau

ΔH = ΔH produk – ΔH reaktan

Gambar Diagram reaksi oksidasi metana

Hal ini yang dikemukakan oleh Germain Henri Hess yang kemudian dikenal sebagai Hukum Hess. Hukum Hess adalah sebuah hukum dalam kimia fisik untuk ekspansi Hess dalam siklus Hess. Hukum ini digunakan untuk memprediksi perubahan entalpi dari hukum kekekalan energi. Hukum Hess dapat digunakan untuk menghitung jumlah entalpi keseluruhan proses reaksi kimia walaupun menggunakan rute reaksi yang berbeda. Sebagai contoh disajikan melalui diagram pada Reaksi oksidasi metana. Reaksi dapat dinyatakan berlangsung dalam satu tahap dan dua tahap:

Reaksi satu tahap :

CH4 (g) + 2O2 (g) - CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH= -890kJ

Reaksi dua tahap :

CH4 (g) + 2O2(g) - CO2 (g) + 2H2O (g) ΔH= -802kJ

CO2 (g) + 2H2O (g) – CO2 (g) + 2H2O (l) ΔH= -88kJ

Baik reaksi satu tahap atapun dua tahap menunjukkan bahwa reaksi memerlukan perubahan entalpi sebesar -890kJ.

Lavoiser dan Laplace mengenal bahwa kalor yang diabsorbsi dalam penguraian senyawa harus sama dengan kalor yang dilepaskan dalam pembentukkannya pada kondisi yang sama.Hess menunjukkan bahwa kalor dari reaksi kimia total pada tekanan tetap adalah sama tanpa memperhatikan tahap antara yang terjadi. Prinsip ini adalah kesimpulan dari hukum Termodinamika I dan sebagai akibat bahwa entalpi adalah suatu fungsi keadaan (Farrington,1987).

G.H. Hess mengeluarkan hukumnya yang menyatakan bahwa jumlah aljabar panas reaksi yang dibebaskan atau diserap tidak bergantung pada keadaan awal dan keadaan akhir sistem tersebut. Hukum Hess secara praktis dapat diartikan bahwa jumlah entalpi reaksi total ΔH dapat diperoleh dengan menjumlahkan entalpi reaksi antara entalpi awal reaksi dan entalpi akhir reaksi seperti halnya reaksi kimia pada umumnya. Suatu reaksi kadang-kadang tidak hanya berlangsung pada satu jalur, akan tetapi bisa juga melalui jalur yang lain dengan memberikan hasil yang sama. Tetapi mungkin juga arah yang ditempuh tidak hanya satu atau dua, melainkan terdapat arah 3 dan 4 dan seterusnya.

Hal yang 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 penjumlahannya semua persamaan akan menghasilkan reaksi yang kita inginkan. Jika suatu persamaan reaksi dikalikan (atau dibagi) dengan satu angka, perubahan entalpinya juga harus dikali (atau dibagi). Jika persamaan dibalik, maka tanda perubahan entalpi juga harus dibalik (yaitu menjadi -ΔH) (Chang, 2005).

Suatu reaksi kimia yang diinginkan dapat ditulis sebagai rangkaian banyak reaksi kimia. Jika seseorang mengetahui panas reaksi yang diinginkan dapat dihitung dengan menambahkan atau mengurangi panas dari masing-masing tahap. Prinsip ini dimana panas reaksi ditambahkan atau dikurangi secara aljabar disebut hukum Hess mengenai penjumlahan panas konstan (Farington, 1987).Bunyi hukum Hess: “Jumlah panas yang dibutuhkan atau dilepaskan pada suatu reaksi kimia tidak tergantung pada jalannya reaksi tetapi ditentukan oleh keadaan awal dan akhir” (Attkins, 1999)

Berikut merupakan contoh soal agar memudahkan kita dalam memahami pengertian Hukum Hess.

Diketahui penguraian oksida dari besi sebagai berikut:

Penguraian 3,6 gram besi (II) oksida dibutuhkan energi 13,6 kJ.

Penguraian 4 gram besi (III) oksida dibutuhkan energi 20,605 kJ.

Pembentukan 9,28 gram Fe3O4 dilepaskan energi 44,736 kJ.

Berdasarkan data di atas berapakah ΔH reaksi dari Fe3O4(s) → FeO(s) + Fe2O3(s)  adalah … . (Ar Fe = 56; O = 16)

Pembahasan :

Penguraian 3,6 gram besi (II) oksida dibutuhkan energi 13,6 kJ

n FeO = 3,6/(56+16)mol = 0,05mol

ΔH∘D = 13,6kJ / 0,05 mol = 272 kJ/mol

FeO(s)→Fe(s)+12O2(g) ΔH∘D= 272kj/mol

Penguraian 4 gram besi (III) oksida dibutuhkan energi 20,605 kJ.

n Fe2O3  = 4/((56×2)+(16×3))

 mol = 0,025 mol

ΔH∘D = 20,605 kJ / 0,025 mol = 824,2 kJ/mol

Pembentukan 9,28 gram Fe3O4 dilepaskan energi 44,736 kJ.

nFe3O4 = 9,28/((56×3)+(16×4)) mol = 0,04 mol

ΔH∘f = 44,736 kJ/0,04 mol = 1118,4 kJ/mol 

3Fe(s) + 2O2(g) → Fe3O ΔH∘f = 1118,4 kJ/mol

Fe(s) + 12O2(g) → FeO(s) ΔH= 272 kJ/mol

2Fe(s) + 32O2(g) → Fe2O3(s) ΔH= 824,2 kJ/mol

Fe3O4(s) → 3Fe(s) + 2O2(g) ΔH= −1118,4 kJ/mol

ketika di jumlahkan jadi ΔH dari reaksi 

Fe3O4(s)→FeO(s)+Fe2O3(s) sebesar −22,

Dari data berikut:

Penguraian 3,6 gram besi (II) oksida dibutuhkan energi 13,6 kJ.

Penguraian 4 gram besi (III) oksida dibutuhkan energi 20,605 kJ.

Pembentukan 9,28 gram Fe3O4 dilepaskan energi 44,736 kJ.

dalam pembentukan Fe3O4 dari FeO dan sejumlah oksigen.Dengan  menggunakan kalor sebesar 50000 J, berapakah massa Fe3O4 yang dapat terbentuk?

Pembahasan :

Dari data yang ada, kita gunakan reaksi pertama dan ketiga:

FeO(s) → Fe(s) + 12O2(g) ΔH= −272 kJ/mol 

3Fe(s) + 2O2(g) → Fe3O4(s) ΔH= 1118,4 kJ/mol

Maka sesuai hukum Hess, kita perlu mengalikan 3 untuk reaksi pertama agar reaksi dapat berlangsung setara:

3FeO(s) → 3Fe(s) + 32O2(g) ΔH= −816 kJ/mol

3Fe(s) + 2O2(g) → Fe3O4(s) ΔH= 1118,4 kJ/mol

3FeO(s) + 12O2(g) → Fe3O4(s) ΔH= 302,4 kJ/mol

Sehingga jumlah Fe3O4 yang didapat dengan memberikan 50000 J adalah;

= 50000/302400×232g = 38,36 gram.

Diketahui persamaan termokimia berikut:

2N2(g) + 6O2(g) + 2H2(g) → 4HNO3(ℓ) ΔH= −696,4 kJ

N2(g) + 52O2(g) → N2O5(g) ΔH= −11,3kJ

N2O5(g) + H2O(ℓ) → 2HNO3(ℓ) ΔH= −73,7kJ

Tentukan ΔH untuk pembakaran 3 gram gas hidrogen pada kondisi RTP.

Pembahasan : 

H2O(ℓ) → H2(g) + 12O2(g) ΔH= x kJ(×2)

2N2(g) + 6O2(g) + 2H2(g) → 4HNO3(ℓ) ΔH= −696,4 kJ

N2(g) + 52O2(g) → N2O5(g) ΔH= −11,3 kJ

ketika di jumlahkan menjadi (×2)N2O5(g) + H2O(ℓ) → 2HNO3(ℓ) ΔH=−73,7 kJ(×2) 

sehingga menjadi,

2H2O(ℓ) → 2H2(g) + O2(g) ΔH= 2x kJ

2N2(g) + 6O2(g) + 2H2(g) → 4HNO3(ℓ) ΔH= −696,4 kJ

2N2(g) + 5O2(g) → 2N2O5(g) ΔH= −22,6 kJ

ketika di jumlahkan menjadi 2N2O5(g) + 2H2O(ℓ) → 4HNO3(ℓ) ΔH= −147,4 k

−147,4 kJ = 2x + (−696,4 kJ) + (−22,6 kJ)

−147,4 kJ = 2x + (−719 kJ)

2x = 571,6 kJ

  x = 285,8 kJ

maka pembentukan 1 mol H2O(ℓ)

H2(g) + 12O2(g) → H2O(ℓ)   ΔH= −285,8 kJ

untuk pembakaran gas hidrogen (RTP) sama dengan pembentukan H2O(ℓ), sehingga ΔH pembakaran 3 gram gas hidrogen:

n H2 = 3/2 mol = 1,5 mol

ΔH = 1,5 × (−285,8) kJ = −428,7 kJ.

Daftar Pustaka

Atkins, P.W. 1999. Kimia Fisika Edisi Keempat. Jakarta: Erlangga.

Chang, R. 2005. Kimia Dasar Edisi Ketiga Jilid I. Jakarta: Erlangga.

Farrington, dkk. 1987. Kimia Fisika. Jakarta: Erlangga.

Fatimah, Is. 2015. Kimia Fisika. Yogyakarta: Deepublish.

https://youtu.be/yJAnCPJ5vEE