Hukum Hess: Prinsip, Manfaat, Bunyi, Rumus, dan Contoh Soal

3.6K

Quipperian, apakah saat ini kamu sedang mempelajari materi Kimia tentang termokimia? Jika ya, tentu kamu tidak asing lagi dengan hukum Hess karena materi tersebut berkaitan erat dengan hukum yang dipelopori oleh Germain Henri Hess ini. 

Secara singkat, hukum Hess didefinisikan sebagai hukum yang menyatakan bahwa entalpi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi, bukan proses reaksi. Hukum ini perlu kamu pahami, terutama jika ingin menguasai perhitungan dalam materi termokimia.

Lantas, bagaimana bunyi dan rumusnya? Bagaimana penerapan hukum Hess? Temukan jawabannya dalam ulasan berikut ini. 

Pengertian Hukum Hess

Hukum Hess adalah hukum yang menyatakan bahwa entalpi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi saja, bukan proses terjadinya reaksi tersebut. Dengan kata lain, perubahan entalpi hanya ditentukan oleh kalor pereaksi dan kalor hasil reaksi saja.

Entalpi (perubahan energi) sendiri merupakan jumlah energi dalam volume dan tekanan panas dari suatu zat yang dilambangkan dengan huruf H. 

Hukum Hess atau disebut juga hukum kekekalan penjumlahan kalor pada dasarnya merupakan bagian dari hukum termodinamika pertama (asas kekekalan energi) yang berkaitan dengan reaksi kimia. 

Prinsip Hukum Hess

Adapun prinsip dasar dari hukum Hess ini adalah perubahan energi (entalpi) hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi saja, bukan pada proses reaksinya. Hal ini dikarenakan perubahan entalpi dalam reaksi kimia adalah sama, terlepas dari apakah reaksi tersebut terjadi dalam satu atau beberapa tahap. 

Manfaat Hukum Hess

Dengan adanya hukum Hess, memudahkan kita untuk mengetahui perubahan entalpi, meskipun tidak mengetahui bagaimana proses yang dijalankan untuk menghasilkan suatu produk. 

Meskipun demikian, kita tetap perlu mempertimbangkan berbagai jalur yang dilalui suatu reaksi. Misalnya, reaktan A bereaksi langsung membentuk produk B yang dapat kita sebut sebagai jalur pertama. 

Namun, reaktan A ini juga bisa bereaksi dengan reaktan lain, misalnya reaktan Z dan membentuk produk Y. Kemudian, Y bereaksi membentuk Z dan seterusnya hingga berakhir pada jalur terakhirnya. 

Nah, dalam hukum Hess, perubahan entalpi dari dua jalur tersebut akan tetap sama. Maka dari itu, entalpi tidak bergantung pada proses reaksi, tapi bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi saja. 

Sejarah Hukum Hess

Awal mula terciptanya hukum Hess ini adalah kesulitan yang dialami oleh para ahli kimia dalam menentukan panas pembentukan senyawa dalam percobaan di laboratorium. Oleh karena itu, para ahli kimia ini berusaha mencari jalan keluarnya. 

Pada tahun 1840, ahli Kimia dari Swiss, yakni Germain Henri Hess berhasil menemukan jalan keluar dari kesulitan tersebut. 

Berdasarkan hasil pengukuran dan sifat-sifat entalpi, Hess pun menyatakan bahwa entalpi hanya bergantung pada keadaan awal dan akhir reaksi saja, bukan pada bagaimana proses reaksi tersebut terjadi. 

Bunyi Hukum Hess

Adapun bunyi dari hukum Hess adalah sebagai berikut. 

Rumus Hukum Hess

Hukum Hess menyatakan bahwa perubahan entalpi tidak dipengaruhi oleh proses reaksi, tapi dipengaruhi oleh keadaan awal dan akhir reaksi. Maka, rumus hukum Hess dapat dituliskan sebagai berikut:

ΔH = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃ + … 

Keterangan:

ΔH = perubahan energi

ΔH₁ = perubahan energi pertama

ΔH₂ = perubahan energi kedua

ΔH₃ = perubahan energi ketiga

Diagram Hukum Hess

Untuk mencari ΔH pada suatu reaksi, kamu bisa menggunakan diagram bertingkat hukum Hess. Misalnya, kamu ingin mencari  ΔH pada pembentukan 2 mol N₂O, maka diagramnya akan terlihat seperti berikut ini. 

Perlu diingat, pada diagram bertingkat, tanda panah ke bawah diberi tanda negatif,  sedangkan tanda panah ke atas diberi tanda positif. 

Dari diagram di atas, maka besaran  ΔH untuk pembentukan 2 mol N₂O adalah:

½ N_2(g) + O_2(g) → NO_2(g)

-ΔH₃ = -57,05 kJ – (-90,25 kJ)

= +33,2 kJ

N_2(g) + 2O_2(g) → 2NO_2(g)

Pada pembentukan NO₂ menggunakan 2 mol, maka ΔH harus dikalikan 2 sehingga menjadi:

ΔH = (-ΔH₃) x 2

= (+33,2 kJ) x 2

= +66,4 kJ

Jadi besaran  ΔH untuk pembentukan 2 mol N₂O adalah +66,4 kJ.

Selain menggunakan diagram bertingkat, reaksi pembentukan 2 mol N₂O juga dapat digambarkan menggunakan siklus. Berikut gambarnya. 

Penetapan Hukum Hess

Berikut adalah beberapa penerapan hukum Hess. 

1. Perubahan entalpi pada perubahan fisika

Karbon dan intan adalah alotrop dari unsur karbon. Namun, proses pengubahan grafit menjadi intan tidak dapat dilakukan, maka perubahan energi yang terjadi selama konversi tidak dapat diukur. 

Meskipun demikian, dengan menggunakan hukum Hess, perubahan panas dari grafit menjadi intan ini dapat dihitung. 

2. Perubahan entalpi pada reaksi kimia

Hukum Hess juga dapat diterapkan pada perubahan entalpi reaksi kimia. Contohnya, pada reaksi pembentukan hidrogen iodida dari hidrogen dan iodium. 

Untuk mengetahui reaksi tersebut bersifat eksoterm atau endoterm, maka dapat dilakukan perhitungan terhadap perubahan panas yang terjadi ketika satu atom hidrogen bereaksi dengan satu atom iodium dalam kondisi normal untuk menghasilkan satu mol hidrogen iodida dalam bentuk gas.

Dari perhitungan yang menerapkan hukum Hess tersebut, dapat diketahui bahwa reaksi pembentukan hidrogen iodida dari hidrogen dan iodium adalah reaksi eksoterm. 

3. Entalpi pembentukan

Ketika karbon dan hidrogen bercampur, ada berbagai macam hidrokarbon yang dapat terbentuk sehingga panas pembentukan benzena tidak dapat ditentukan secara eksperimental. Oleh karena itu, hukum Hess dapat digunakan untuk menghitung perubahan jumlah panas. 

Contoh Soal Hukum Hess dan Pembahasannya

Untuk mengasah kemampuanmu, yuk simak beberapa contoh soal hukum Hess dan pembahasannya berikut ini. 

Contoh 1

Diketahui ΔH_f CO₂ = -396 kJ mol^-1 dan ΔH_c  CO = -284 kJ mol^-1. Tentukan ΔH_f CO dengan diagram bertingkat hukum Hess.

Pembahasan

 ΔH = ΔH₁ – ΔH₃

= (-396kJ) – (-284 kJ)

= -112 kJ

Jadi ΔH_f CO adalah  -112 kJ mol^-1.

Contoh 2

Perhatikan diagram siklus entalpi berikut ini, kemudian tentukan ΔH₃!

Pembahasan

Reaksi (1) berlangsung dalam satu tahap, yaitu reaksi pembentukan 2 NO₂ dari N₂ dan 2O₂. Sementara itu, reaksi (2) berlangsung berlangsung melalui tahap pembentukan 2NO terlebih dahulu, kemudian berlanjut ke tahap pembentukan 2NO₂. 

ΔH reaksi (1) = ΔH reaksi (2)

ΔH1 =   ΔH3 + ΔH2

66,4 kJ = x + (-114,1 kJ)

x = 180,5 kJ

Jadi, ΔH₃ adalah 180,5 kJ.

Contoh 3

Perhatikan diagram entalpi berikut ini!

 

Berdasarkan diagram di atas, maka hubungan ΔH₁ , ΔH₂ , ΔH₃ adalah… 

Pembahasan

Dari diagram entalpi dapat diketahui:

• Keadaan awal: C_(g) + 2H_2(g) + O_2(g)
• Keadaan akhir: CO_2(g) + 2H₂O_(l)

Selain itu ada dua jalur yang terbentuk, yaitu:

• Jalur bertahap: ΔH₁ + ΔH₂
• Jalur langsung: ΔH₃ 

Berdasarkan hukum Hess, maka besarnya entalpi adalah sama. Artinya hubungan ΔH₁ , ΔH₂ , ΔH₃ adalah sama atau ΔH₁ + ΔH₂ =  ΔH₃. 

Quipperian, demikian pembahasan mengenai hukum Hess. Semoga pembahasan ini dapat membantu kamu dalam memahami hukum Hess ini, ya.