Sabtu, 06 Desember 2008

Hukum Hess

HUKUM HESS
A. Tujuan
Percobaan ini bertujuan untuk :
1. Mempelajari Hukum Hess
2. Menentukan perubahan entalpi reaksi asam dan basa
B. Landasan Teori
Lavoiser dan laplace mengenal bahwa kalor yang diabsorbsi dalam penguaraian senyawa harus sama dengan kalor yang dilepaskan dalam pembentukkannya pada kondisi yang sama. Jadi, bila dikembalikan reaksi yang ditulis, tanda berubah. 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 fungsi keadaan (Farrington, 1987).
G.H. Hess mengeluarkan hukumnya, yang pada pokoknya 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 H dapat diperoleh dengan menjumlahkan entalpi reaksi antara entalpi awal reaksi dan entalpi akhir reaksi seperti halnya reaksi kimia pada umumnya (http://www.wikipedia.org).
Jika sebuah sistem bebas untuk mengubah volumenya terhadap tekanan luar yang tetap, perubahan energi dalamnya tidak lagi sama dengan energi yang diberikan sebagai kalor. Energi yang diberikan sebagai kalor diubah menjadi kerja untuk memberikan tekanan balik terhadap lingkungan. Pada tekanan tetap kalor yang diberikan sama dengan perubahan dalam sifat termodinamika yang lain dari sistem yaitu entalpi H (Atkins, 1999).
Suatu reaksi kadang-kadang tidak hanya berlangsung melalui satu jalur, akan tetapi bias juga melalui jalur lain dengan hasil akhir yang sama. Ini dapat dijelaskan dengan gambar berikut.
Arah 1






Reaktan Produk


Arah 2

Tetapi mungkin juga arah yang ditempuh tidak hanya arah satu dan dua, melainkan terdapat juga arah 3 dan 4, dan seterusnya. Pada percobaan ini akan dilihar apakah energi pada reaksi dengan arah 1 sama engan energi pada reaksi dengan arah 2.
Jika natrium hidroksida dapat direaksikan dengan asam klorida (4 M), maka reaksi yang terjadi adalah sebagai berikut.
Arah 1
NaOH (s) + aq → NaOH(aq 4M) ΔH1
NaOH(aq 4M) + HCl(aq 4M) → NaCl(aq 2M) + H2O(l) ) ΔH2

Arah 2
HCl(aq 4M) + aq → HCl(aq 2M) ΔH3
HCl(aq 2M) + NaOH(s) → NaCl(aq 2M) + H2O(l) ) ΔH4
s = padat
l = cairan
aq = air ditambah samapai mencapai konsentrasi yang dimaksud atau dapat digambarkan seperti dibawah ini.
Arah 1







Arah 2

ΔH arah 1 = ΔH1 + ΔH2
ΔH arah 2 = ΔH3 + ΔH4
(Ahmad, 2008).
C. Alat dan Bahan
Alat-alat yang digunakan pada percobaan ini adalah :
1. Kalorimeter
2. Termometer 0-100oC
3. Gelas ukur 25 mL
4. Gelas Kimia 100 mL
5. Labu semprot
6. Pengaduk
7. Pipet tetes
Adapun bahan-bahan yang digunakan adalah :
1. NaOH padat
2. HCl 4 M
3. Air suling
D. Prosedur Kerja
1. Untuk arah 1


2. Untuk Arah 2


E. Hasil Pengamatan
Keterangan Suhu Awal Suhu Akhir
Arah 1
25 mL Air
Ditambahkan 4 g NaOH
Ditambahkan 25 mL HCl 4 M
29oC

65oC
56oC

62oC
Arah 2
25 mL Air
Ditambahkan 25 mL HCl 4 M
Ditambahkan 4 g NaOH
29oC

65oC

30oC

63oC


Untuk arah 1 :

Untuk arah 2 :


Perhitungan :

Diketahui : m NaOH = 4 g
air = 1 g/mL
K = 83,30576 J/ oC
Cair = 4,186 J/goC
Vair = 25 mL
m Air = air x Vair
= 1 g/mL x 25 mL
= 25 g
Untuk arah 1 :
NaOH(s) + aq → NaOH(aq) …………………. 1
NaOH(aq) + HCl(aq) → NaCl(aq ) + H2O(l) …. 2
Qreaksi 1 = (mNaOH + mair) Cair T1 + k T1
= (4 g + 24,8763 g) 4,18 x 21 oC + 83,30576
= 2,5347616 x 103 J + 1,7494209 x 103 J
= 4,2841825 x 103 J
reaksi 1 = Qreaksi 1 = 4,2841825 x 103 J
reaksi untuk 1 mol pereaksi :
reaksi 1 =
Qreaksi 2 = mNaCl x Cp NaCl x T2
= (VNaCl x ) Cp NaCl x T2
= (50 mL x 1,039 ) 3,96 x 12 oC
= 2,468664 x 103 J
reaksi 2 = Qreaksi 2 = 2,468664 x 103 J
reaksi untuk 1 mol pereaksi :
reaksi 2 =
reaksi total = reaksi 1 + reaksi 2
= +
= 6,7528465 x 103

Untuk arah 2 :
Qreaksi 3 = (mair + mHCl) CPair T3 + k T3
= (25 mL x 0,995952 + 25 mL x 1,19 ) 4,18 x 1 oC + 83,30576
= 2,2833793 x 102 J + 83,30576 J
= 3,1164369 x 102 J
reaksi 3 = Qreaksi 3 = 3,1164369 x 102 J
reaksi untuk 1 mol pereaksi :
reaksi 3 =
Qreaksi 4 = mNaCl x Cp NaCl x T4
= (VNaCl x ) Cp NaCl x T4
= (50 mL x 1,039 ) 3,96 x 38 oC
= 7,817436 x 103 J
reaksi 4 = Qreaksi 4 = 7,817436 x 103 J
reaksi untuk 1 mol pereaksi :
reaksi 4 =
reaksi total = reaksi 3 + reaksi 4
= +
= 8,1290796 x 103

F. Pembahasan
Banyaknya kalor yang dihasilkan dalam suatu reaksi kimia dapat diukur dengan menggunakan kalorimeter. Kalor diukur dengan jalan jumlah total kalor yang diserap lingkungan. Kalor yang diserap air merupakan hasil perkalian antara massa, kalor jenis dan kenaikkan suhu. Kalor yang diserap komponen lingkungan lain yaitu bom, pengaduk, termometer dan sebagainya merupakan hasil kali jumlah kapasitas kalor komponen-komponen ini dengan suhu. Dari sini, dapat diketahui bahwa penjumlahan kalor dapat diterapkan melalui Hukum Hess.
Hukum Hess menyatakan bahwa besarnya entalpi dari suatu reaksi tidak ditentukan oleh jalan atau tahap reaksi, tetapi hanya ditentukan oleh keadaan awal dan keadaan akhir suatu reaksi, Selain itu Hukum Hess juga menyatakan bahwa entalpi suatu reaksi merupakan jumlah total dari penjumlahan kalor reaksi tiap satu mol dari masing-masing tahap atau orde reaksi. Oleh karena itu, besarnya H dapat ditentukan hanya dengan mengetahui kalor reaksinya saja. Dasar hukum Hess ini adalah entalpi atau energi internal adalah besaran yang tidak tergantung pada jalannya reaksi. Suatu reaksi kadang-kadang tidak hanya berlangsung melalui satu jalur akan tetapi bisa juga melalui jalur lain dengan hasil yang diperoleh adalah sama.
Dalam melakukan perubahan entalpi dari suatu reaksi kita terlebih dahulu harus memahami bahwa perubahan entalpi tersebut adalah suatu sifat yang ekstensif, artinya perubahan entalpi berbanding lurus dengan jumlah zat yang terlibat dalam reaksi, selain itu perubahan entalpi akan berubah bila arah reaksi berbalik. Konsep ini sangat berguna dalam memahami tentang hukum Hess ini.
Dalam percobaan ini dilakukan pengukuran perubahan entalpi dengan menggunakan kalorimeter atau alat pengukuran zat. Dalam percobaan ini dillakukan dalam dua arah dalam reaksi endoterm yaitu arah satu dan arah dua. Menurut Hukum Hess besarnya H Reaksi akan sama pada arah satu dan arah dua, karena nilai H tidak bergantung pada jalan atau tahap reaksi, namun hanya ditentukan pada keadaan awal dan keadaan akhirnya saja. Pengukuran perubahan entalpi untuk arah pertama dilakukan dengan menjumlahkan perubahan entalpi seluruh proses yang terjadi pada arah satu ini yakni sebesar 6,7528465 x 103 untuk setiap molnya. Nilai tersebut merupakan total penjumlahan H1 dan H2. H1 merupakan reaksi pengenceran NaOH sebesar 4,2841825 x 103 dan H2 yang merupakan perubahan entalpi setelah NaOH bereaksi dengan HCl sebesar 2,468664 x 103 . Dengan cara yang sama dilakukan penghitungan perubahan entalpi pada arah kedua diperoleh perubahan entalpinya sebesar 8,1290796 dalam tiap molnya. Besarnya perubahan entalpi pada arah satu dan arah dua ada sedikit perbedaan. Dari hasil yang diperoleh ini menunjukkan bahwa percobaan yang dilakukan menyimpang dari Hukum Hess bahwa entalpi arah pertama sama dengan entalpi arah kedua. Terjadinya penyimpangan ini dimungkinkan adanya kesalahan prosedur yang dilakukan praktikan atau dapat juga dimungkinkan bahan-bahan yang digunakan telah tercampur oleh zat-zat pengotor lainnya, atau dapat juga disebabkan bahan yang digunakan ini mengikat zat kimia lainya yang berada diudara bebas pada saat akan dimasukkan ke dalam kalorimeter mengingat bahan yang digunakan (NaOH) bersifat higroskopis, sehingga bahan yang digunakan pada percobaan ini tidak murni lagi yang mengakibatkan hasil pengamatan yang diperoleh tidak maksimal.
G. Kesimpulan
Berdasarkan percobaan yang telah dilakukan dapat diperoleh beberapa kesimpulan yakni :
1. Hukum Hess menyatakan bahwa besarnya entalpi dari suatu reaksi tidak ditentukan oleh jalan atau tahap reaksi, tetapi hanya ditentukan oleh keadaan awal dan keadaan akhir suatu reaksi.
2. Besarnya entalpi reaksi pada arah satu adalah sebesar 6,7528465 x 103 dan entalpi pada arah dua adalah sebesar 8,1290796 .

DAFTAR PUSTAKA

Ahmad, 2008. Penuntun Praktikum Kimia Fisika I. F-MIPA Unhalu. Kendari.

Atkins, P. W. 1999. Kimia Fisika jilid 1. Erlangga. Jakarta
Farrington, dkk. 1987. Kimia Fisika. Erlangga. Jakarata

http://www.wikipedia.org, diakses tanggal 1 Desember 2008

1 komentar:

afina khoirunnisa mengatakan...

trima kasih, trima kasih, trima kasih byk atas informasi nya..
<:D>