Hukum Pertama Termodinamika

 Termodinamika :
Pembahasan Hukum Pertama Termodinamika

oleh : Cecep Syaripudin (@V09-cecep)

Pada materi kali ini kita akan membahas tentang pengertian dasar termodinamika serta pembahasan hukum pertama termodinamika.

Pengertian Dasar Termodinamika.

Termodinamika dapat didefinisikan sebagai sains dari energi. Termodinamika adalah cabang ilmu fisika yang mempelajari hukum-hukum tentang hubungan antara kalor dan kerja dari suatu sistem. Termodinamika ini berhubungan erat dengan mekanika statistika, fisika energy, panas, kerja, entropi, dan kesepontanan proses.

Termodinamika sendiri berasal dari dua kata dalam Bahasa yunani, yaitu thermos yang artinya panas, dan dynamic yang artinya perubahan. Termodinamika ditemukan dan diteliti awal abad 18, dimana pada saat itu mulai berkembang dan menjadi perhatian karena penggunaan mesin uap yang merupakan menjadi penanda dimulainya revolusi industry.

Termodinamika ini sebenarnya merupakan suatu keilmuan yang pada dasarnya sangat dekat dengan kehidupan kita. Aplikasi dan penerapan termodinamika bias terjadi pada tubuh manusia, peristiwa meniup kopi panas, refrigenerator, preassure cooker, mesin mobil, pembangkit listrik dan lainnya.

Sistem, Lingkungan dan Batas.

Dalam ilmu termodinamika, ada yang disebut dengan sistem, lingkungan dan batasan sistem. Sistem merupakan kuantitas atau meteri yang dipilih untuk dipelajari. Lingkungan (surrounding) adalah segala sesuatu yang berada diluar daerah dari sistem. Batas (boundary) yaitu permukaan rill atau imajiner yang memisahkan antara sistem dan lingkungan. Batas tersebut dapat berupa batas yang tetap dan batas yang bergerak.

Sistem dibagi menjadi tiga jenis, yaitu :

1. Sistem Terbuka, yaitu sistem yang mengalami pertukaran baik materi maupun kalor dengan lingkungannya. Sebuah pembatas yang memperbolehkan pertukaran benda disebut permeable.

Contoh dari sistem terbuka, diantaranya yaitu samudra.

Perjanjian yang dipakai untuk menganalisa sistem terbuka yaitu :

- Panas (q) bernilai positif (+), jika diberikan kepada sistem dan bernilai negative (-) jika dilepaskan dari sistem.

- Kerja / usaha (w) bernilai positif (+), jika dilepaskan sistem dan bernilai negative (-) jika diberikan kedalam sistem.

2. Sistem Tertutup, yaitu apabila hanya kalor yang dapat menembus batas-batas sistem, atau hanya terjadi pertukaran energi (panas dan kerja), tanpa terjadi pertukaran benda atau materi.

Contoh dari sistem tertutup yaitu, balon udara yang dipanaskan, dimana massa udara didalam balon tetap, tetapi volumenya berubah dan energi panas masuk ke dalam massa udara di dalam balon.

Suatu sistem bisa mengalami pertukaran panas dan kerja atau keduanya, biasanya dipertimbangkan sebagai sifat pembatasnya yaitu :

Pembatas Adiabatik merupakan gak memperbolehkan adanya pertukaran panas. Pembatas Rigid merupakan gak memperbolehkan adanya pertukaran kerja.

3. Sistem Tersekat (Terisolasi), yaitu suatu sistem 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 sistem sama dengan energi yang keluar dari sistem. Karakteristik yang menentukan sifat dari sistem disebut dengan property (koordinat sistem/variabel keadaan sistem), seperti tekanan (p), temperatur (T), volume (v), masa (m), viskositas, konduksi panas dan lainnya.

Termodinamika berhubungan dengan sifat-sifat makroskopis sistem dan cara sifat-sifat sistem itu berubah. Sifat sistem seperti itu ada dua jenis, yakni sifat intensif dan sifat ekstensif.

Sifat intensif adalah sifat yang tidak bergantung pada kuantitas sistem, contohnya suhu, massa jenis, dan kapasitas kalor. Untuk lebih jelas, anda dapat mengamati pendidihan air. Satu gelas air atau satu ember air jika 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 langsung dengan jumlah zat yang terlibat dalam reaksi, misalnya penguraian 1 mol air menjadi unsur-unsumya diperlukan energi sebesar 286 kJ. Pada kondisi yang sama, penguraian dua mol air diperlukan energi sebesar dua kali dari penguraian satu mol air, yaitu sebesar 572 kJ.

Hukum Pertama Termodinamika.

Hukum pertama termodinamika merupakan salah satu hukum kekekalan energi. Artinya energi tidak dapat diciptakan ataupun dimusnahkan, melainkan dapat berubah bentuk.

Hukum Pertama Termodinamika, menyatakan bahwa untuk setiap proses apabila kalor (q) diberikan kepada sistem dan sistem melakukan usaha (w), maka akan terjadi perubahan energy dalam (ΔU).  Persamaan matematis dapat ditulis sebagai berikut :

 ΔU = q – w   atau  q = ΔU + w

 Dimana :

ΔU =  Perubahan energi dalam (Joule)

q = Jumlah kalor (Joule)

w = Usaha sistem (Joule)

Dari persamaan tersebut, maka penting untuk memperhatikan aturan nilai positif dan negatifnya, yaitu : 

ΔU bertanda positif (+) jika sistem mengalami kenaikan suhu dan bertanda negatif (-) jika sistem mengalami penurunan suhu.

q bertanda positif (+) jika sistem menyerap kalor dan bertanda negatif (-) jika sistem melepas kalor.

w bertanda positif (+) jika sistem melakukan usaha dan bertanda negatif (-) jika sistem menerima usaha.

Dan pada sistem terisolasi, q=0 dan w=0, sehingga tidak ada perubahan energi dalam ΔU.

Untuk mengingat hukum I termodinamika, bisa 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 sistem gas yang berlangsung pada keadaan standar dan sistem melakukan kerja melalui perubahan tekanan-volume, maka

 

𝑤 = , akibatnya

 

Δ𝑈 =𝑞 −      (tekanan tetap)

Persamaan tersebut hanya berlaku untuk sistem yang dilakukan pada tekanan luar yang tetap. Untuk sistem reaksi yang dilakukan pada volume tetap, persamaan menjadi:

Δ𝑈=𝑞− =𝑞−0=𝑞v (volume tetap)

Secara numerik, ΔU sama dengan kalor yang diserap oleh sistem jika proses dilakukan pada volume tetap.

Berdasarkan Persamaan tersebut pengukuran ΔU untuk suatu reaksi kimia dapat dilakukan melalui pengukuran kalor yang dilepaskan atau diserap oleh sistem reaksi pada volumee tetap. Jika kalor dilepaskan, qv berharga negatif dan energi internal yang dihasilkan lebih rendah dari pereaksi. Kalor yang dilepaskan oleh sistem reaksi dinamakan reaksi eksoterm. Jika kalor diserap oleh sistem selama reaksi terjadi, qv berharga positif dan energi internal juga bernilai positif. Reaksi dimana kalor diserap oleh sistem dinamakan reaksi endoterm.

b. Perubahan Entalpi, ΔH

Pada volume tetap, besarnya kalor yang menyertai reaksi kimia sama dengan perubahan energi internal sistem (ΔU = qv). Namun demikian, jika reaksi kimia dilakukan pada tekanan tetap maka energi internalnya tidak sama dengan qv. Untuk mengetahui keterlibatan kalor dalam reaksi kimia yang dilakukan pada tekanan tetap, diperkenalkan fungsi keadaan baru dinamakan entalpi, yaitu:

H = U + PV

H dinamakan entalpi (berasal dari huruf awal kata Heat of Content). Entalpi merupakan fungsi keadaan yang harganya bergantung pada U, P, dan V. Perubahan entalpi sistem diungkapkan sebagai :

ΔH = ΔU + Δ(PV)

Jika persamaan tersebut diterapkan pada tekanan tetap maka akan diperoleh persamaan

ΔH = (q-PΔV) + PΔV

ΔH =qp

Dengan demikian, jika sistem reaksi dilakukan pada tekanan tetap, kalor yang diserap atau dilepaskan sistem sama dengan perubahan entalpi.

Nilai pq positif jika sistem menyerap kalor dan reaksinya bersifat endoterm, sebaliknya nilai qp negatif jika sistem melepaskan kalor dan reaksinya bersifat eksoterm.

Untuk reaksi yang melibatkan cairan atau padatan, perubahan volume yang terjadi sangat kecil, sebab kerapatan zat yang terkondensasi sangat tinggi. Apalagi jika reaksi dilakukan pada tekanan rendah, misalnya 1 atm, maka Δ(PV) relatif sangat kecil dan dapat diabaikan sehingga

ΔH = ΔU

Jika gas dikonsumsi atau dihasilkan selama reaksi berlangsung, ΔH dan ΔU dapat memiliki nilai sangat berbeda. Untuk gas ideal yang berlangsung pada suhu tetap, maka

Δ(PV)= ΔnRT;

dengan Δn adalah perubahan mol gas selama reaksi berlangsung. Dengan demikian, dari persamaan diatas untuk sistem gas yang berlangsung pada suhu tetap diperoleh hubungan:

ΔH = ΔU + ΔnRT 

Sekian materi yang dapat penulis sampaikan, tentunya masih banyak kekurangan pada materi ini, namun penulis berharap semoga artikel ini dapat memberikan manfaat untuk perkembangan ilmu pengetahuan.

Terima kasih.

Hormat saya,


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.

https://sumber.belajar.kemdikbud.go.id/repos/FileUpload/Termodinamika-anto/topik1.html

https://www.ruangguru.com/blog/hukum-dan-prinsip-termodinamika

https://seputarilmu.com/2019/11/termodinamika.html