Hukum Hess: Menemukan ΔH dengan Menjumlahkan Reaksi

Mengapa fungsi keadaan membuat hukum Hess berlaku

Entalpi adalah fungsi keadaan: nilainya hanya bergantung pada keadaan sistem saat ini, bukan pada bagaimana sistem sampai di sana. Perubahan ΔH antara keadaan awal dan keadaan akhir karena itu sama untuk setiap jalur di antara keduanya. Ketinggian bekerja dengan cara yang sama. Entah Anda mendaki bukit lewat jalur terjal atau jalur berkelok yang panjang, perubahan ketinggian Anda identik.

Hukum Hess mengikuti langsung. Jika suatu reaksi dapat ditulis sebagai jumlah dari dua langkah atau lebih, ΔH-nya adalah jumlah nilai ΔH langkah-langkah itu. Langkah-langkah itu tidak harus benar-benar terjadi; langkah-langkah itu hanya perlu berupa persamaan kimia yang sah dengan entalpi yang diketahui. Kebebasan itulah yang membuat hukum ini berguna untuk reaksi yang tidak dapat dijalankan dengan bersih dalam kalorimeter.

Tiga aturan untuk memanipulasi persamaan termokimia

Setiap aturan berasal dari fakta bahwa ΔH adalah fungsi keadaan ekstensif. Membalik suatu proses mengembalikan sistem ke keadaan awalnya, sehingga perubahan entalpi harus sama besar dan berlawanan tanda. Menggandakan jumlah reaksi menggandakan energi yang terlibat.

Sebelum menggabungkan apa pun, tulis persamaan target di bagian atas pekerjaan Anda. Lalu cari, dalam persamaan yang diberikan, setiap zat yang hanya muncul sekali. Posisi dan koefisiennya memberi tahu Anda apakah persamaan itu harus dibalik dan dengan faktor berapa harus dikalikan.

• Balikkan persamaan dan Anda mengubah tanda ΔH-nya.
• Kalikan persamaan dengan suatu faktor dan Anda mengalikan ΔH-nya dengan faktor yang sama. Pecahan seperti ½ diperbolehkan.
• Jumlahkan persamaan dan Anda menjumlahkan nilai ΔH-nya. Spesi yang muncul di kedua sisi jumlah itu saling meniadakan, tetapi hanya jika wujud fisiknya sama.

Contoh soal: membalik dan menjumlahkan dua persamaan

Carilah ΔH° untuk konversi grafit menjadi intan, C(graphite) → C(diamond). Konversi langsung memerlukan tekanan ekstrem dan tidak dapat dijalankan dalam kalorimeter, tetapi kedua bentuk karbon dapat terbakar. Gunakan (1) C(graphite) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH° = −393.51 kJ, dan (2) C(diamond) + O₂(g) → CO₂(g), ΔH° = −395.40 kJ. Nilai pertama berasal dari Lampiran G OpenStax Chemistry 2e; nilai kedua dihitung dari tabel yang sama.

Grafit adalah pereaksi dalam (1) dan dalam target, jadi pertahankan (1). Intan adalah pereaksi dalam (2) tetapi produk dalam target, jadi balikkan (2): CO₂(g) → C(diamond) + O₂(g), ΔH° = +395.40 kJ. Menjumlahkan keduanya, O₂ dan CO₂ muncul sekali di setiap sisi dan saling meniadakan, menyisakan persis target. ΔH° = −393.51 kJ + 395.40 kJ = +1.89 kJ.

Tafsirkan jawabannya. Tanda positif berarti intan berada sedikit lebih tinggi dalam entalpi daripada grafit, sesuai dengan grafit, bukan intan, sebagai bentuk acuan karbon. Kecilnya angka itu mengingatkan bahwa mengurangkan dua nilai besar yang hampir sama memperbesar ketidakpastiannya.

Contoh soal: tiga persamaan dan pemeriksaan silang

Carilah ΔH° untuk hidrogenasi C₂H₄(g) + H₂(g) → C₂H₆(g) dari data pembakaran. Gunakan (1) C₂H₄(g) + 3 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 2 H₂O(l), ΔH° = −1411.1 kJ; (2) H₂(g) + ½ O₂(g) → H₂O(l), ΔH° = −285.83 kJ; dan (3) C₂H₆(g) + 7/2 O₂(g) → 2 CO₂(g) + 3 H₂O(l), ΔH° = −1560.5 kJ. Nilai pembakaran ini dihitung dari data pembentukan Lampiran G agar Anda dapat mereproduksinya.

C₂H₄ dan H₂ adalah pereaksi dalam target dan dalam persamaan (1) dan (2), jadi pertahankan seperti yang tertulis. C₂H₆ adalah produk dalam target tetapi pereaksi dalam (3), jadi balikkan (3) dan ubah tandanya menjadi +1560.5 kJ. Sekarang hitung: oksigen adalah 3 + ½ = 7/2 O₂ di kiri dan 7/2 O₂ di kanan; karbon dioksida 2 di setiap sisi; air 2 + 1 = 3 di kanan dan 3 di kiri. Semuanya saling meniadakan kecuali target. ΔH° = −1411.1 − 285.83 + 1560.5 = −136.4 kJ, dilaporkan sampai satu tempat desimal karena nilai yang paling tidak presisi memiliki satu.

Pemeriksaan silang dengan entalpi pembentukan: ΔH°f C₂H₆(g) adalah −84.0 kJ/mol dan C₂H₄(g) adalah +52.4 kJ/mol, dan H₂(g) adalah nol, sehingga ΔH° = −84.0 − 52.4 = −136.4 kJ. Dua jalur yang berbeda memberikan jawaban yang sama, persis seperti yang dijamin oleh fungsi keadaan.

Entalpi pembentukan standar dan keadaan acuan

Entalpi pembentukan standar, ΔH°f, adalah perubahan entalpi ketika satu mol senyawa terbentuk dari unsur-unsurnya, masing-masing dalam bentuk acuannya, pada kondisi standar. Bentuk acuan adalah bentuk yang paling stabil dengan pengecualian yang jarang: fosforus memakai P₄(s) putih, yang dicantumkan Lampiran G pada nol. IUPAC menetapkan tekanan standar pada 1 bar; banyak tabel masih memakai 1 atm, dan perbedaannya dapat diabaikan untuk sebagian besar pekerjaan entalpi. Nilai tabel biasanya diberikan pada 298.15 K.

Persamaan pembentukan selalu menghasilkan tepat satu mol produk, sehingga koefisien pecahan adalah hal biasa: ½ N₂(g) + 3/2 H₂(g) → NH₃(g), ΔH°f = −45.9 kJ/mol. Untuk unsur yang sudah dalam bentuk acuannya, seperti O₂(g), H₂(g), grafit, atau bromin cair, ΔH°f adalah nol menurut definisi. Bentuk lain suatu unsur tidak nol: Lampiran G mencantumkan intan pada +1.89 kJ/mol relatif terhadap grafit.

Menghitung ΔH°rxn dari data pembentukan

Reaksi apa pun dapat dibayangkan sebagai dua langkah: uraikan pereaksi menjadi unsur-unsurnya, lalu bangun produk dari unsur-unsur itu. Langkah pertama adalah kebalikan dari reaksi pembentukan pereaksi dan langkah kedua adalah reaksi pembentukan produk. Itu menghasilkan rumus kerja ΔH°rxn = Σ n ΔH°f(produk) − Σ m ΔH°f(pereaksi), dengan n dan m adalah koefisien dalam persamaan yang setara.

Contoh soal. Carilah ΔH° untuk 2 N₂H₄(l) + N₂O₄(g) → 3 N₂(g) + 4 H₂O(g), reaksi hidrazina seperti yang dipakai dalam beberapa mesin roket. Dari Lampiran G: N₂H₄(l) +50.63 kJ/mol, N₂O₄(g) +11.1 kJ/mol, H₂O(g) −241.82 kJ/mol, dan N₂(g) 0. Produk: 3(0) + 4(−241.82) = −967.28 kJ. Pereaksi: 2(50.63) + 11.1 = 112.36 kJ. ΔH° = −967.28 − 112.36 = −1079.6 kJ, dilaporkan sampai satu tempat desimal karena 11.1 memiliki satu. Itu adalah −539.8 kJ per mol hidrazina.

Wujud air berpengaruh. Jika persamaan menghasilkan air cair, dengan memakai −285.83 kJ/mol, jawabannya akan menjadi −1255.7 kJ. Selisihnya adalah empat kali entalpi yang dilepaskan ketika satu mol uap air mengembun.

Kesalahan yang merusak perhitungan hukum Hess

Sebagian besar kesalahan dalam soal-soal ini adalah kesalahan pembukuan, dan penghitungan tertulis untuk setiap spesi menangkap hampir semuanya. Ketika pencoretan tidak menghasilkan target dengan tepat, ada persamaan yang dibalik atau diskalakan secara keliru.

Pemeriksaan kedua adalah memperkirakan tandanya. Pembakaran dan pembentukan sebagian besar senyawa stabil bersifat eksoterm, sehingga jawaban positif untuk pembakaran bahan bakar menandakan langkah yang terbalik.

• Membalik persamaan tanpa mengubah tanda ΔH-nya.
• Mengalikan persamaan dengan 2 atau ½ tetapi membiarkan ΔH-nya tidak berubah.
• Mengurangkan dengan urutan yang salah: rumusnya adalah produk dikurangi pereaksi.
• Melupakan koefisien saat menjumlahkan entalpi pembentukan.
• Memakai ΔH°f untuk wujud yang salah, seperti H₂O(g) ketika persamaan memiliki H₂O(l).
• Memberi unsur dalam bentuk acuannya ΔH°f bukan nol, atau memberi senyawa nilai nol.