Daftar Isi
Termodinamika :
Pembahasan Hukum Pertama Termodinamika
Pada materi kali ini kita akan membahas wacana pengertian dasar termodinamika serta pembahasan aturan pertama termodinamika.
Pengertian Dasar Termodinamika.
Termodinamika mampu didefinisikan sebagai sains dari energi. Termodinamika yakni cabang ilmu fisika yang mempelajari aturan-hukum wacana kekerabatan antara kalor dan kerja dari sebuah metode. Termodinamika ini berafiliasi bersahabat dengan mekanika statistika, fisika energy, panas, kerja, entropi, dan kesepontanan proses.
Termodinamika sendiri berasal dari dua kata dalam Bahasa yunani, ialah thermos yang artinya panas, dan dynamic yang artinya pergantian. Termodinamika didapatkan dan diteliti awal kurun 18, dimana pada dikala itu mulai meningkat dan menjadi perhatian alasannya penggunaan mesin uap yang ialah menjadi penunjukdimulainya revolusi industry.
Termodinamika ini sesungguhnya merupakan suatu keilmuan yang pada dasarnya sungguh erat dengan kehidupan kita. Aplikasi dan penerapan termodinamika bias terjadi pada badan manusia, peristiwa meniup kopi panas, refrigenerator, preassure cooker, mesin mobil, pembangkit listrik dan yang lain.
Sistem, Lingkungan dan Batas.
Dalam ilmu termodinamika, ada yang disebut dengan sistem, lingkungan dan batasan metode. Sistem ialah kuantitas atau meteri yang diseleksi untuk dipelajari. Lingkungan (surrounding) yakni segala sesuatu yang berada diluar kawasan dari metode. Batas (boundary) adalah permukaan rill atau imajiner yang memisahkan antara tata cara dan lingkungan. Batas tersebut mampu berupa batas yang tetap dan batas yang bergerak.
Sistem dibagi menjadi tiga jenis, ialah :
1. Sistem Terbuka, yakni sistem yang mengalami pertukaran baik bahan maupun kalor dengan lingkungannya. Sebuah pembatas yang memperbolehkan pertukaran benda disebut permeable.
Contoh dari metode terbuka, diantaranya yaitu samudra.
Perjanjian yang digunakan untuk memeriksa tata cara terbuka ialah :
– Panas (q) bernilai konkret (+), bila diberikan kepada sistem dan bernilai negative (-) bila dilepaskan dari tata cara.
– Kerja / usaha (w) bernilai faktual (+), jika dilepaskan sistem dan bernilai negative (-) jikalau diberikan kedalam metode.
2. Sistem Tertutup, yakni bila hanya kalor yang mampu menembus batasan sistem, atau hanya terjadi pertukaran energi (panas dan kerja), tanpa terjadi pertukaran benda atau bahan.
Contoh dari sistem tertutup yaitu, balon udara yang dipanaskan, dimana massa udara didalam balon tetap, namun volumenya berubah dan energi panas masuk ke dalam massa udara di dalam balon.
Suatu metode mampu mengalami pertukaran panas dan kerja atau keduanya, biasanya dipertimbangkan selaku sifat pembatasnya yaitu :
Pembatas Adiabatik ialah gak memperbolehkan adanya pertukaran panas. Pembatas Rigid ialah gak memperbolehkan adanya pertukaran kerja.
3. Sistem Tersekat (Terisolasi), adalah suatu metode yang tidak mengalami pertukaran baik materi maupun kalor dengan lingkungan sekitarnya.
Contohnya adalah pada air yang disimpan dalam termos.
Dalam analisis sistem terisolasi, energi yang masuk ke tata cara sama dengan energi yang keluar dari sistem. Karakteristik yang menentukan sifat dari tata cara disebut dengan property (koordinat metode/variabel kondisi sistem), mirip tekanan (p), temperatur (T), volume (v), periode (m), viskositas, konduksi panas dan yang lain.
Termodinamika bekerjasama dengan sifat-sifat makroskopis tata cara dan cara sifat-sifat metode itu berganti. Sifat metode seperti itu ada dua jenis, ialah sifat intensif dan sifat ekstensif.
Sifat intensif yakni sifat yang tidak bergantung pada kuantitas tata cara, misalnya suhu, massa jenis, dan kapasitas kalor. Untuk lebih terang, anda mampu memperhatikan pendidihan air. Satu gelas air atau satu baskom air kalau dipanaskan pada 1 atm akan mendidih pada suhu 100ºC. Karena itu suhu merupakan salah satu sifat intensif, tidak bergantung jumlah materi.
Sifat ekstensif adalah sifat-sifat sistem yang bergantung pada kuantitas sistem, contohnya volume, tekanan, energi, dan sejenisnya. Energi berbanding pribadi dengan jumlah zat yang terlibat dalam reaksi, contohnya penguraian 1 mol air menjadi unsur-unsumya diperlukan energi sebesar 286 kJ. Pada keadaan yang serupa, penguraian dua mol air diharapkan energi sebesar dua kali dari penguraian satu mol air, adalah sebesar 572 kJ.
Hukum Pertama Termodinamika.
Hukum pertama termodinamika merupakan salah satu hukum kekekalan energi. Artinya energi tidak mampu diciptakan ataupun dimusnahkan, melainkan dapat berganti bentuk.
Hukum Pertama Termodinamika, menyatakan bahwa untuk setiap proses kalau kalor (q) diberikan kepada sistem dan metode melaksanakan usaha (w), maka akan terjadi pergantian energy dalam (ΔU). Persamaan matematis mampu ditulis selaku berikut :
ΔU = q – w atau q = ΔU + w
Dimana :
ΔU = Perubahan energi dalam (Joule)
q = Jumlah kalor (Joule)
w = Usaha tata cara (Joule)
Dari persamaan tersebut, maka penting untuk mengamati hukum nilai positif dan negatifnya, yaitu :
ΔU bertanda kasatmata (+) bila metode mengalami peningkatan suhu dan bertanda negatif (-) kalau tata cara mengalami penurunan suhu.
q bertanda positif (+) jika tata cara menyerap kalor dan bertanda neg
atif (-) kalau tata cara melepas kalor.
w bertanda kasatmata (+) jikalau tata cara melaksanakan perjuangan dan bertanda negatif (-) bila tata cara mendapatkan usaha.
Dan pada metode terisolasi, q=0 dan w=0, sehingga tidak ada pergeseran energi dalam ΔU.
Untuk mengenang hukum I termodinamika, mampu diperjelas dengan gambar di bawah ini :
Hukum ini dapat diuraikan menjadi empat proses, yaitu :
- Isobarik (Tekanan tetap atau konstan)
- Isotermik (Suhu tetap atau konstan)
- Isobarik (Tekanan tetap atau konstan)
- Adiabatik (Sistem diisolasi agar tidak terjadi pertukaran kalor)
a. Perubahan Energi Internal Sistem, ΔU
Jika reaksi kimia adalah tata cara gas yang berlangsung pada kondisi standar dan tata cara melakukan kerja melalui pergeseran tekanan-volume, maka
𝑤 = 
Δ𝑈 =𝑞 −
Persamaan tersebut hanya berlaku untuk metode yang dijalankan pada tekanan luar yang tetap. Untuk metode reaksi yang dikerjakan pada volume tetap, persamaan menjadi:
Δ𝑈=𝑞−
Secara numerik, ΔU sama dengan kalor yang diserap oleh tata cara bila proses dilakukan pada volume tetap.
Berdasarkan Persamaan tersebut pengukuran ΔU untuk sebuah reaksi kimia mampu dikerjakan lewat pengukuran kalor yang dilepaskan atau diserap oleh tata cara reaksi pada volumee tetap. Jika kalor dilepaskan, qv berguna negatif dan energi internal yang dihasilkan lebih rendah dari pereaksi. Kalor yang dilepaskan oleh metode reaksi dinamakan reaksi eksoterm. Jika kalor diserap oleh sistem selama reaksi terjadi, qv berharga faktual dan energi internal juga bernilai kasatmata. Reaksi dimana kalor diserap oleh sistem dinamakan reaksi endoterm.
b. Perubahan Entalpi, ΔH
Pada volume tetap, besarnya kalor yang menyertai reaksi kimia sama dengan pergantian energi internal sistem (ΔU = qv). Namun demikian, jika reaksi kimia dilaksanakan pada tekanan tetap maka energi internalnya tidak sama dengan qv. Untuk mengenali keterlibatan kalor dalam reaksi kimia yang dikerjakan pada tekanan tetap, diperkenalkan fungsi kondisi gres dinamakan entalpi, ialah:
H = U + PV
H dinamakan entalpi (berasal dari karakter permulaan kata Heat of Content). Entalpi ialah fungsi keadaan yang harganya bergantung pada U, P, dan V. Perubahan entalpi metode diungkapkan selaku :
ΔH = ΔU + Δ(PV)
Jika persamaan tersebut dipraktekkan pada tekanan tetap maka akan diperoleh persamaan
ΔH = (q-PΔV) + PΔV
ΔH =qp
Dengan demikian, jika sistem reaksi dilaksanakan pada tekanan tetap, kalor yang diserap atau dilepaskan tata cara sama dengan pergantian entalpi.
Nilai pq positif kalau tata cara menyerap kalor dan reaksinya bersifat endoterm, sebaliknya nilai qp negatif bila metode melepaskan kalor dan reaksinya bersifat eksoterm.
Untuk reaksi yang melibatkan cairan atau padatan, perubahan volume yang terjadi sungguh kecil, alasannya adalah kerapatan zat yang terkondensasi sangat tinggi. Apalagi bila reaksi dilaksanakan pada tekanan rendah, contohnya 1 atm, maka Δ(PV) relatif sungguh kecil dan mampu diabaikan sehingga
ΔH = ΔU
Jika gas disantap atau dihasilkan selama reaksi berlangsung, ΔH dan ΔU mampu memiliki nilai sangat berlawanan. Untuk gas ideal yang berlangsung pada suhu tetap, maka
Δ(PV)= ΔnRT;
dengan Δn adalah pergantian mol gas selama reaksi berjalan. Dengan demikian, dari persamaan diatas untuk tata cara gas yang berjalan pada suhu tetap diperoleh hubungan:
ΔH = ΔU + ΔnRT
Sekian materi yang dapat penulis sampaikan, pastinya masih banyak kekurangan pada bahan ini, tetapi penulis berharap semoga postingan ini mampu menawarkan faedah untuk perkembangan ilmu wawasan.
Terima kasih.
Hormat aku,
Cecep Syaripudin.
DAFTAR PUSTAKA
Modul Kimia dan Pengetahuan Lingkungan Industri, Universitas mercu Buana. Jakarta
Atep Afia Hidayat, Ir.MP. Kimia dan Pengetahuan Lingkungan Industri. 2021. Jakarta.