Hukum-hukum Dasar Termodinamika

Hukum-hukum Dasar Termodinamika

Terdapat empat Hukum Dasar yang berlaku di dalam sistem termodinamika, yaitu:

• Hukum Awal (Zeroth Law) Termodinamika
Hukum ini menyatakan bahwa dua sistem dalam keadaan setimbang dengan sistem ketiga, maka ketiganya dalam saling setimbang satu dengan lainnya.

• Hukum Pertama Termodinamika
Hukum ini terkait dengan kekekalan energi. Hukum ini menyatakan perubahan energi dalam dari suatu sistem termodinamika tertutup sama dengan total dari jumlah energi kalor yang disuplai ke dalam sistem dan Kerja yang dilakukan terhadap sistem.

• Hukum kedua Termodinamika
Hukum kedua termodinamika terkait dengan entropi. Hukum ini menyatakan bahwa total entropi dari suatu sistem termodinamika terisolasi cenderung untuk meningkat seiring dengan meningkatnya waktu, mendekati nilai maksimumnya.

• Hukum ketiga Termodinamika
Hukum ketiga termodinamika terkait dengan temperatur nol absolut. Hukum ini menyatakan bahwa pada saat suatu sistem mencapai temperatur nol absolut, semua proses akan berhenti dan entropi sistem akan mendekati nilai minimum. Hukum ini juga menyatakan bahwa entropi benda berstruktur kristal sempurna pada temperatur nol absolut bernilai nol.

HUKUM THERMODINAMIKA 1

1. Hukum ini diterapkan pada gas, khususnya gas ideal

PV = n R T
P . DV + -V . DP = n R DT

2. Energi adalah kekal, jika diperhitungkan semua bentuk energi yang timbul.

3. Usaha tidak diperoleh jika tidak diberi energi dari luar.

4. Dalam suatu sistem berlaku persamaan termodinamika I:

DQ = DU+ DW

DQ = kalor yang diserap
DU = perubanan energi dalam
DW = usaha (kerja) luar yang dilakukan

DARI PERSAMAAN TERMODINAMIKA I DAPAT DIJABARKAN:

1. Pada proses isobarik (tekanan tetap) ® DP = 0; sehingga,

DW = P . DV = P (V2 - V1) ® P. DV = n .R DT

DQ = n . Cp . DT ® maka Cp = 5/2 R (kalor jenis pada tekanan tetap)
DU-= 3/2 n . R . DT

2. Pada proses isokhorik (Volume tetap) ® DV =O; sehingga,

DW = 0 ® DQ = DU

DQ = n . Cv . DT ® maka Cv = 3/2 R (kalor jenis pada volume tetap)
AU = 3/2 n . R . DT


3. Pada proses isotermik (temperatur tetap): ® DT = 0 ;sehingga,

DU = 0 ® DQ = DW = nRT ln (V2/V1)

4. Pada proses adiabatik (tidak ada pertukaran kalor antara sistem dengan sekelilingnya) ® DQ = 0 Berlaku hubungan::

PVg = konstan ® g = Cp/Cv ,disebut konstanta Laplace


5. Cara lain untuk menghitung usaha adalah menghitung luas daerah di bawah garis proses.


Gbr. Isobarik

Gbr. Isotermik

Gbr. Adiabatik

Usaha pada proses a ® b adalah luas abb*a*a

Perhatikan perbedaan grafik isotermik dan adiabatik ® penurunan adiabatik lebih curam dan mengikuti persamaan PVg= C.

Jadi:
1. jika DP > DV, maka grafik adiabatik.
2. jika DP = DV, maka grafik isotermik.

Catatan:

1. Jika sistem menerima panas, maka sistem akan melakukan kerja dan energi akan naik. Sehingga DQ, DW ® (+).

2. Jika sistem menerima kerja, maka sistem akan mengeluarkan panas dan energi dalam akan turun. Sehingga DQ, DW ® (-).

3. Untuk gas monoatomik (He, Ne, dll), energi dalam (U) gas adalah

U = Ek = 3/2 nRT ® g = 1,67

4. Untuk gas diatomik (H2, N2, dll), energi dalam (U) gas adalah

Suhu rendah
(T £ 100ºK)


U = Ek = 3/2 nRT ® g = 1,67

® Cp-CV=R



Suhu sedang


U = Ek =5/2 nRT ® g = 1,67

Suhu tinggi
(T > 5000ºK)


U = Ek = 7/2 nRT ® g = 1,67