Hukum Hess: apa itu, dasar-dasar dan latihan

Hukum Hess memungkinkan kita untuk menghitung variasi entalpi, yang merupakan jumlah energi yang ada dalam zat setelah mengalami reaksi kimia. Ini karena tidak mungkin untuk mengukur entalpi itu sendiri, tetapi variasinya.

Hukum Hess mendasari studi Termokimia.

Hukum ini dikembangkan secara eksperimental oleh Germain Henry Hess, yang menetapkan:

Perubahan entalpi (ΔH) dalam reaksi kimia hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi, terlepas dari jumlah reaksi.

Bagaimana Hukum Hess dapat dihitung?

Perubahan entalpi dapat dihitung dengan mengurangkan entalpi awal (sebelum reaksi) dari entalpi akhir (setelah reaksi):

H = H_f - H_saya

Cara lain untuk menghitungnya adalah melalui jumlah entalpi pada masing-masing reaksi antara. Terlepas dari jumlah dan jenis reaksi.

H = H₁ + H₂

Karena perhitungan ini hanya mempertimbangkan nilai awal dan akhir, maka dapat disimpulkan bahwa energi antara tidak mempengaruhi hasil variasinya.

Ini adalah kasus khusus dari Prinsip Konservasi Energi, Sebuah Hukum Pertama Termodinamika.

Anda juga harus tahu bahwa Hukum Hess dapat dihitung sebagai persamaan matematika. Untuk ini, Anda dapat melakukan tindakan berikut:

• Membalikkan reaksi kimia, dalam hal ini tanda H juga harus dibalik;
• Kalikan persamaan, nilai H juga harus dikalikan;
• Bagi persamaan, nilai H juga harus dibagi.

tahu lebih banyak tentang entalpi.

Diagram entalpi

Hukum Hess juga dapat divisualisasikan melalui diagram energi:

Rajah di atas menunjukkan tingkat entalpi. Dalam hal ini reaksi yang dialami bersifat endoterm, yaitu terjadi penyerapan energi.

H₁ adalah perubahan entalpi yang terjadi dari A ke B. Misalkan 122 kj.
H₂ adalah perubahan entalpi yang terjadi dari B ke C. Misalkan 224 kj.
H₃ adalah perubahan entalpi yang terjadi dari A ke C.

Jadi, penting bagi kita untuk mengetahui nilai H_3, karena sesuai dengan perubahan entalpi reaksi dari A ke C.

Kita dapat menemukan nilai H₃, dari jumlah entalpi masing-masing reaksi:

H₃ = H₁ + H₂
H₃ = 122 kj + 224 kj
H₃ = 346 kj

Atau H = H_f - H_saya
H = 346 kj – 122 kj
H = 224 kj

Ujian Masuk: Selesaikan langkah demi langkah

1. (Fuvest-SP) Berdasarkan variasi entalpi yang terkait dengan reaksi berikut:

tidak_{2 (g)} + 2 O_{2 (g)} → 2 TIDAK_{2 (g)} H1 = +67,6 kJ
tidak_{2 (g)} + 2 O_{2 (g)} → Tidak₂HAI_{4 (g)} H2 = +9,6 kJ

Dapat diprediksi bahwa variasi entalpi yang terkait dengan reaksi dimerisasi NO₂ akan sama dengan:

2 N_{O2 (g)} → 1 N₂HAI_{4 (g)}

a) -58.0 kJ b) +58,0 kJ c) -77,2 kJ d) +77,2 kJ e) +648 kJ

Resolusi:

Langkah 1: Balikkan persamaan pertama. Itu karena TIDAK_{2 (g)} itu perlu pindah ke sisi reaktan, menurut persamaan global. Ingatlah bahwa ketika membalikkan reaksi, H1 juga membalikkan tandanya, mengubahnya menjadi negatif.

Persamaan kedua dipertahankan.

2 TIDAK_{2 (g)} → Tidak_{2 (g)} + 2 O_{2 (g)} H1 = - 67,6 kJ
tidak_{2 (g)} + 2 O_{2 (g)} → Tidak₂HAI_{4 (g)} H2 = +9,6 kJ

Langkah 2: Perhatikan bahwa N_{2 (g)} muncul dalam produk dan reagen dan hal yang sama terjadi dengan 2 mol O_{2 (g).}

2 TIDAK_{2 (g)} → tidak_{2 (g)}+ 2 O_{2 (g)}H1 = - 67,6 kJ
tidak_{2 (g)} + 2 O_{2 (g)} → Tidak₂HAI_{4 (g)} H2 = +9,6 kJ

Dengan demikian, mereka dapat dibatalkan menghasilkan persamaan berikut:

2 TIDAK_{2 (g)} → Tidak₂HAI_{4 (g)}.

Langkah 3: Anda dapat melihat bahwa kita telah sampai pada persamaan global. Sekarang kita harus menambahkan persamaan.

H = H1 + H2
H = - 67,6 kJ + 9,6 kJ
H = -58 kJ Alternatif A
Dari nilai negatif H kita juga tahu bahwa itu adalah reaksi eksotermik, dengan pelepasan panas.

Selengkapnya, baca juga:

• kimia panas
• Latihan Termokimia
• Reaksi Endoterm dan Eksoterm
• Hukum Kedua Termodinamika

Latihan

1. (UDESC-2012) Gas metana dapat digunakan sebagai bahan bakar, seperti ditunjukkan pada persamaan 1:

CH_{4 (g)} + 2O_{2 (g)} → CO_{2 (g)} + 2H₂HAI_(g)

Dengan menggunakan persamaan termokimia di bawah ini, yang Anda anggap perlu, dan konsep Hukum Hess, dapatkan nilai entalpi persamaan 1.

Ç_(s) + H₂HAI_(g) → CO_(g) + H_{2 (g)} H = 131,3 kJ mol^-1
BERSAMA_(g) +_{2 (g)} → CO_{2 (g)} H = – 283,0 kJ mol^-1
H_{2 (g)} +_{2 (g)} → H₂HAI_(g) H = – 241,8 kJ mol^-1
Ç_(s) + 2H_{2 (g)} → CH_{4 (g)} H = – 74,8 kJ mol^-1

Nilai entalpi persamaan 1, dalam kJ, adalah:

a) - 704.6
b) - 725.4
c) - 802,3
d) - 524,8
e) - 110,5

Lihat jawaban

c) – 802,3

2. (UNEMAT-2009) Hukum Hess sangat penting dalam studi Termokimia dan dapat dinyatakan sebagai “variasi entalpi dalam reaksi kimia hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir dari reaksi". Salah satu konsekuensi dari Hukum Hess adalah bahwa persamaan termokimia dapat diperlakukan secara aljabar.

Mengingat persamaan:

Ç _(grafit) + O_{2 (g)} → CO_{2 (g)} H₁ = -393,3 kj
Ç _(Berlian) + O_{2 (g)} → CO_{2 (g)} H₂ = -395,2 kj

Berdasarkan informasi di atas, hitung perubahan entalpi karbon grafit menjadi karbon berlian dan centang alternatif yang benar.

a) -788,5 kj
b) +1,9 kj
c) +788,5 kj
d) -1,9 kj
e) +98,1 kj

Lihat jawaban

b) +1,9 kj