Minggu, 22 September 2013

Contoh Aplikasi Hukum Hess (KIMIA KELAS XI)

Contoh Aplikasi 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 (perhatikan Gambar 3.7).
Gambar 3.7 Bagan tahapan reaksi pembakaran karbon.
Gambar 3.7 Bagan tahapan reaksi pembakaran karbon.
ΔH1 = ΔH2+ΔH3
Reaksi keseluruhan dapat ditulis dalam satu tahap reaksi dan perubahan entalpi pembentukan standarnya dinyatakan oleh Δ H°1. Persamaan termokimianya:
C(s) + O2(g) → CO2(g) Δ H°1= –394 kJ
Reaksi ini dapat dikembangkan menjadi 2 tahap reaksi dengan perubahan entalpi standar adalah Δ H°2 dan Δ H°3:
C(s) + ½ O2(g) → CO(g) Δ H°2 = –111 kJ
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) Δ H°3 = –283 kJ
Reaksi total: C(g) + O2(g) → CO2(g) Δ H°2+ Δ H°3 = –394 kJ
Pembentukan asam sulfat dapat dilakukan melalui 4 tahap reaksi:
S(s) + O2(g) → SO2(g) Δ H°1= –296,8 kJ
SO2(g) + ½ O2(g) → SO3(g) Δ H°2= –395,7 kJ
H2(g) + ½ O2(g) → H2O( l) Δ H°3= –285,8 kJ
SO3(g) + H2O(l) H2SO4( l) Δ H°4= +164,3 kJ
S(s) + 2O2(g) + H2(g) → H2SO4( l) Δ H° = –814,0 kJ
Contoh Hukum Hess
Pembentukan gas NO2 dari unsur-unsurnya dapat dilakukan dalam satu tahap atau dua tahap reaksi. Jika diketahui:
½ N2(g) + ½ O2(g)→ NO(g) ΔH° = +90,4 kJ
NO(g) + ½ O2(g)→ NO2(g) ΔH° = +33,8 kJ
Berapakah ΔH°pembentukan gas NO2?
Jawab:
Reaksi pembentukan gas NO2 dari unsur-unsurnya:
½ N2(g) + O2(g) → NO2(g) ΔH° = ? kJ
Menurut hukum Hess, ΔH° hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi. Dengan demikian, ΔH° pembentukan gas NO2 dapat ditentukan dari dua tahap reaksi tesebut.
½ N2(g) + ½ O2(g) → NO(g) ΔH°1= +90,4 kJ
NO(g) + ½ O2(g) → NO2(g) ΔH°2= +33,8 kJ
½ N2(g) + O2(g) → NO2(g) ΔH°1 + ΔH°2 = +124,2 kJ
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 ΔH° untuk reaksi tersebut berdasarkan persamaan termokimia berikut.
(a) C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔH°1= –393,5 kJ mol–1
(b) H2(g) + ½ O2(g) → H2O( l) ΔH°2= –285,8 kJ mol–1
(c) C2H2(g) + 5/2 O2(g) → 2CO2(g) + H2O( l) ΔH°3= –1.299,8 kJ mol–1
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) + 2O2(g) → 2CO2(g) ΔH°1= 2(–393,5) kJ mol–1
H2(s) + ½ O2(g) → H2O( l) ΔH°2= –285,8 kJ mol–1
2CO2(g) + H2O( l) → 2C2H2(g) + 5/2 O(g) ΔH°3= +1.299,8 kJ mol–1
2C(s) + H2(g) → C2H2(g) ΔH°1+ ΔH°2+ ΔH°3= + 227,0 kJ mol–1
Jadi, perubahan entalpi pembentukan standar asetilen dari unsur-unsurnya adalah 227 kJ mol–1. Persamaan termokimianya:
2C(s) + H2(g) → C2H2(g) ΔH°f = 227,0 kJ mol–1.

Posting Lebih Baru Posting Lama Beranda

0 komentar:

Poskan Komentar