TERMODINAMIKA

TERMODINAMIKA

Konsep Dasar dalam Termodinamika
Termodinamika mempelajari hubungan antara panas, kerja dan energi serta perubahan-perbahan yang diakibatkannya terhadap sistem. Setiap cabang khusus fisika mula-mula dipelajari dengan memisahkan bagian ruang yang terbatas atau bagain materi dari lingkungan. Bagian yang dipisahkan yang merupakan pusat perhatian kita disebut sistem, dan segala sesuatu diluar sistem yang mempengaruhi kelakuan sistem secara langsung disebut lingkungan. Bila suatu sistem telah dipilih, langkah berikutnya ialah memberikannya dalam kuantitas yang berkaitan dengan kelakuan sistem atau dengan antariksanya dengan lingkungan, atau keduanya. Pada umumnya terdapat dua pandangan yang bisa diambil, pandangan makroskopik dan pandangan mikroskopik.
Untuk menjelaskan suatu sistem dapat menggunakan kwantitas yang diterapkan baik kepada seluruh sistem atau bagian dari suatu sistem tersebut sesuai porsinya. Biasanya kwantitas yang diukur adalah tekanan, temperature dan volume. Dalam termodinamik juga menggunakan kwantitas seperti energi dalam, panas kerja dan kwantitas yang sering disebut entropi. Begitu keadaan sistem berubah kwantitas tersebut dapat berubah. Ini penting sehingga diketahui kwantitas apa yang sesuai untuk menjelaskan kondisi yang sebenarnya dari sistem tersebut. Jika ruang gas mencapai kesetimbangannya, gas tersebut mempunyai temperature tertentu, tekanan dan volume. Hukum gas ideal menggambarkan fakta ini dalam rumusan PV = nRT
Hukum Pertama Termodinamika
Hukum-hukum termodinamika pada prinsipnya menjelaskan peristiwa perpindahan panas dan kerja pada proses termodinamika. Sejak perumusannya, hukum-hukum ini telah menjadi salah satu hukum terpenting dalam fisika dan berbagai cabang ilmu lainnya yang berhubungan dengan termodinamika. Hukum-hukum ini sering dikaitkan dengan konsep-konsep yang jauh melampau hal-hal yang dinyatakan dalam kata-kata rumusannya. Terdapat empat Hukum Dasar yang berlaku di dalam sistem termodinamika, yaitu:

Hukum nol 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 Termodinamika Pertama berbunyi "energi tidak dapat diciptakan dan dimusnahkan tetapi dapat dikonversi dari suatu bentuk ke bentuk yang lain." Hukum pertama adalah prinsip kekekalan energi yang memasukan kalor sebagai model perpindahan energi. Menurut hukum pertama, energi dalam suatu benda dapat ditingkatkan dengan menambahkan kalor ke benda atau dengan melakukan usaha pada benda. Hukum pertama tidak membatasi tentang arah perpindahan kalor yang dapat terjadi.
Para ilmuan terdahulu dalam termodinamika mengembangkan ide bahwa energi adalah kekal. Mereka meyakini bahwa panas adalah bentuk energi dan karena itu harus diperhitungkan untuk pertambahan dan kehilangan energi. Sehingga mereka menunjukkan hubungan fundamental antara panas, kerja, dan energi dalam.
Jika mengamati suatu sistem, dan menambah panas pada sistem, akan menghasilkan
Dapat menambah energi dalam sistem
Sistem menyediakan energi yang dibutuhkan untuk sejumlah kerja luar W terhadap dirinya sendiri.
situasi yang mirip. Dapat disimpulkan, bahwa untuk sistem,
(■(Tambahan@panas ke sistem))=(■(menambah@energi dalam))+(■(kerja luar@oleh sistem))
Pernyataan ini dikenal sebagai hukum pertama termodinamika. Dirumuskan.
Q = U + W
Dengan catatan bahwa hukum pertama ini adalah eksistensi dari hukum kekekalan energi. Kita akan lihat bahwa ini adalah satu dari dua tumpuan hukum-hukum termodinamika yang mendasarinya.
Dalam menggunakan hukum pertama termodinamika, kita harus hati-hati terhadap tanda. Banyaknya Q panas selalu masuk ke sistem. Jika panas keluar dari sistem, Q bertanda negatif. Banyaknya U menunjukkan naiknya energi dalam sistem, dan W menunjukkan kerja yang dilakukan oleh sistem.
Kerja yang dilakukan sistem
Untuk menggunakan hukum pertama, kita harus menghitung kerja yang dilakukan sistem. Situasi yang sering terjadi adalah kerja yang dilakukan selama perubahan volume.
Amati sistem yang mempunyai gas dalam selinder tertutup dengan piston yang dapat bergerak, seperti pada Gb. 12.2. Anggap gas hanya tertekan oleh berat piston, sehingga tekanan gas tetap konstan dengan besar yang didapat dari
P=F/A=(berat piston)/(luas piston)
Ketika gas dipanaskan, akan memuaikan gas V, seperti ditunjukkan pada bagian b. Selama memuai, piston naik jarak y dan kerja (F y cos θ) yang dilakukan gas ke piston, adalah, karena disini θ = 00,
W = F y = PA y
Dimana A y adalah V, penambahan volume gas, didapat bahwa
W = P V
Dengan kata lain.
Kerja sistem melakukan pemuaian V terhadap tekanan tetap P adalah P V.


Panas spesifik dari gas ideal
Sebagaimana di ketahui kapasitas panas spesifik dari suatu gas. kapasitas panas spesifik gas tetap pada volume konstan (cv) lebih kecil dibandingkan gas pada tekanan konstan (cp). Untuk memahami perbedaan antara cv dan cp, mari kita uji apa hukum pertama terhadap gas ideal.
Pertama menentukan suatu massa m dari suatu gas ideal yang berada pada volume tetap V. Ketika kita panaskan dengan Q, hukum pertama menyatakan bahwa
Q = U + W
Karena volume gas konstan, gas tidak melakukan kerja luar, sehingga W = 0. Oleh karena itu
QV = U (volume konstan)
dimana indeks V menunjukkan pada kita bahwa volume gas tetap konstan.
Dari definisi kapasitas panas, kita mempunyai
QV = mcV T
dimana cV adalah panas jenis pada volume konstan. Ganti QV dengan U dan padukan dengan cV, kita peroleh
c_V=∆U/(m ∆T)
Dengan demikian kita tahu bahwa
Besar cV adalah perubahan energi dalam pada gas per satuan massa kali perubahan temperatur.
Sekarang kita lihat situasi dimana gas pada tekanan konstan karena volumenya bertambah seiring pemanasannya. Hukum pertama menjadi
∆Q_P=∆U+∆W=∆U+P∆V
Panas jenis cP dalam situasi ini untuk gas dengan tekanan tetap:
∆Q_P=mc_P ∆T
c_P=(∆U+P∆V)/m∆T=c_V+P∆V/m∆T (12.3)
Dengan kata lain, cP lebih besar dari cV dengan besar PV/mT
Hal ini jelas nyata mengapa perbedaan bisa terjadi. Pada volume konstan, pemberian panas dapat dilakukan dengan dua cara: menaikkan energi dalam gas dan, tidak seperti halnya volume-konstan, melengkapi energi gas untuk melakukan kerja luar. Oleh karena itu, pengubahan temperatur (yaitu, pengubahan pada U), lebih baik panas disupplai pada tekanan gas konstan dibandingkan pada volume konstan. Sehingga cP selalu lebih besar dibanding cV untuk gas ideal.
Rasio cP/cV untuk gas biasanya dilambangkan dengan . Data eksperimen khas untuk cV Persamaan 12.3 yang menunjukkan hubungan cP dan cV dapat ditempatkan untuk hal-hal yang lebih penting jika kita menggunakan hukum gas. Misal hukum gas pada tekanan konstan P tapi pada dua temperatur, T dan T + T. Volume pada temperatur ini adalah V dan V + V. Untuk dua situasi ini PV = (m/M) RT menjadi
PV=m/M RT
P(V+∆V)=m/M R(T+∆T)
Kurangi persamaan pertama dari persamaan kedua untuk mendapatkan
P∆V=m/M R∆T
Susun kembali sehingga diperoleh
P∆V/m∆T=R/M
ini lebih sederhana dari bentuk persamaan 12.3. Substitusikan nilai ini ke persamaan 12.3 menunjukkan relasi antara cP dan cV:
c_P=c_V+R/M
Relasi ini sering dikutip dalam bentuk lain. Besaran cM disebut panas jenis molar zat dan dilambangkan dengan C. Sehingga kita dapati, dalam bentuk unit molar jenis,
Mc_P=Mc_V+R
C_P-C_V=R
Kedua panas jenis molar tersebut selisihnya sama dengan jumlah konstanta gas.
Relasi teoritis ini dapat diuji secara mudah dengan membandingkan nilai terukur dengan untuk C_P-C_V dengan R. Bagaimanapun, biasanya untuk mengeliminasi efek satuannya pada perbandingan ini dengan menggunakan R dan panas jenis molar mempunyai satuan yang sama, joules/kilomole-kelvin. Dengan membagi Pers. 12.5a dengan R, kita dapatkan persamaan tanpa satuan berikut ini:
C_P/R-C_V/R=1
Nilai-nilai yang berhubungan dengan experimen sebagaimana diprediksi secara teoritis, besaran (C_P-C_V )/R sesungguhnya mendekati satu.
Proses-Proses Khas pada Gas-Gas
Sifat-sifat termodinamika gas sebagaimana yang direlasikan dalam diagram PV. Ketika menggambar diagram PV, grafik yang sederhana untuk menunjukkan bagaimana hubungan P terhadap V, anggap perubahan yang terjadi pada sistem cukup lamban untuk tekanan dan temperatur yang seragam seluruh sistem pada tiap saat. Proses isotermal adalah salah satu proses dimana temperatur tetap. Karena temperatur gas ideal adalah merupakan ukuran dari energi dalamnya, proses isotermal adalah proses energi dalam yang konstan. Untuk gas ideal, maka, U = 0 selama proses isotermal. Hukum pertama, ∆Q=∆U+∆W, menjadi
∆Q=∆W isotermal, gas ideal
Untuk menguji sifat gas ideal pada perubahan isotermal, lihat ke Gb. 12.6a. Kita lihat tabung gas dalam kontak yang baik dengan tandon.
Tandon panas bisa suatu oven, kolam dingin, atau peralatan apa saja yang memiliki temperatur konstan. Hal ini untuk menjaga tabung gas pada temperatur yang konstan dimana piston yang menutup tabung bergerak tidak terlalu cepat.
Ketika beban diletakkan perlahan-lahan pada piston, tekanan pada gas perlahan-lahan naik dan volume menyusut. Diagram PV untuk proses isotermal ini diperlihatkan pada Gb. 12.6b. Bentuknya memperlihatkan hukum gas ideal, PV=nRT, dimana terjadi, jika T konstan,
P=konstan/V
Sekarang anggap gas tertekan dari titik A ke titik B pada grafik. Jika gaya pada piston dikurangi dengan sedikit demi sedikit mengurangi beban, relasi di atas antar P dan V masih berlaku. Sistem tersebut juga mengikuti garis grafik yang sama jika geraknya dari keadaan B kembali ke keadaan A. Proses tersebut dikatakan dapat balik (reversible). Ingat pada proses dapat balik, variabel keadaan memperoleh nilai yang sama pada semua tingkat proses tanpa memperhatikan arah proses yang sedang berjalan. Tidak semua proses dapat balik. Sebagai contoh, suatu proses yang cukup besar kehilangan gesekan tidak dapat menjadi dapat balik. Mengapa?
Proses adiabatik adalah salah satunya selama tidak ada panas yang hilang atau tambah oleh sistemnya. Sebagai contoh, jika sistem terisolasi dengan baik dari lingkungan, pertukaran panas dapat diabaikan, maka semua proses berada dalam sistem tersebut adiabatik. Atau jika prosesnya terjadi tiba-tiba dengan cepat (seperti gas ditekan sangat cepat), tidak ada panas yang cukup besar keluar atau masuk ke sistem pada saat yang singkat tersebut, juga dapat dikatakan adiabatik.
Untuk proses adiabatik, Q = 0 dan hukum pertama (∆Q=∆U+∆W) menjadi
∆U=-∆W adiabatik
Relasi ini, tidak hanya dibatasi untuk gas ideal saja, menjelaskan kepada kita bahwa jika sistem melakukan kerja adiabatik, energi dalamnya pasti berkurang. Kerja yang dilakukan untuk biaya energi dalam. Jika kerja adiabatik dilakukan terhadap sistem, bagaimanapun, energi dalamnya meningkat.



ENTROPY
The implications of order and disorder in a system can be approached in two quite different ways . both approaches une a quantity called entropy. the concep of entropy was introducet in the mid-180s by R. Clausius. because the concept of atom was still quite speculative at that time, Calausius followed conventional procedures and deskribed the behavior of sistem in terms of their macroscoppic variables, namely, P, V, T, and U. to describe the conseqquences of the fach that heat flows prepelentially from hot to cold, he found it convenient to define a quantity that he called entrophy.