Termodinamika adalah konsep mekanika perpindahan energi. 

Hukum kekekalan energi menyatakan bahwa energi tidak dapat diciptakan dan dimusnahkan, tetapi energi dapat berubah bentuk.

Kumpulan benda yang akan ditinjau disebut sistem. Seluruh yang berada di luar sistem disebut lingkungan.

Antara  sistem dan lingkungan terdapat tiga jenis sistem berdasarkan jenis pertukarannya, yaitu :

1. Sistem terisolasi adalah sistem saat tidak terjadi pertukaran panas, benda atau usaha dalam suatu lingkungan.
2. Sistem tertutup adalah sistem saat terjadinya pertukaran energi panas dan usaha, tetapi tidak terjadi pertukaran benda dengan lingkungannya.
3. Sistem terbuka adalah sistem saat terjadinya pertukaran energi panas, usaha serta benda dengan lingkungannya.

Usaha Luar Dan Energi Dalam

Usaha luar akan dilakukan oleh sistem jika terjadi penambahan atau pengurangan kalor terhadap sistem. Jika kalor diterapkan kepada suatu gas, sehingga terjadi perubahan pada volume gas, maka gas tersebut akan melakukan usaha luar.

Usaha yang dilakukan gas ketika terjadi perubahan volume pada tekanan konstan dinyatakan sebagai hasil kali tekanan dengan perubahan volume 

\[W = p∆V = p(V_2-V_1)\]

Gas dinyatakan melakukan usaha jika volume gas bertambah (V₂>V₁). Gas dinyatakan menerima usaha jika volume gas mengecil (V₂<V₁) dan usaha gas bernilai negatif.

Keterangan :

V₂ = volume gas akhir

V₁ = volume gas awal

Suatu gas dalam suhu tertentu akan memiliki energi dalam yang berkaitan dengan suhu gas tersebut.

Gas terdiri atas partikel-partikel yang bergerak acak karena energi kinetik rata-rata dari seluruh partikel yang bergerak. 

Energi kinetik berkaitan dengan suhu mutlak gas. Maka, energi dalam gas sebanding dengan suhu mutlak gas. Perubahan suhu gas akan menyebabkan perubahan energi dalam gas (∆U).

Gas monoatomik adalah gas yang molekulnya terdiri atas atom tunggal. Seluruh unsur kimia dalam wujud gas akan bersifat monoatomik pada suhu yang cukup tinggi.

∆U = 3/2. nR∆T

Gas diatomik adalah gas yang molekulnya terdiri atas atom ganda, seperti O₂ atau N₂.

∆U = 5/2. nR∆T

Keterangan :

∆U = perubahan energi dalam gas.
n = jumlah mol gas
R = konstanta umum gas, yaitu 8,31 J mol^-1 K^-1
∆T = perubahan suhu gas (Kelvin)

Hukum Termodinamika

1. Hukum Awal atau Zeroth Law menyatakan bahwa dua sistem dalam keadaan setimbang dengan sistem ketiga, maka ketiganya saling setimbang satu sama lain.
2. Hukum I Termodinamika menyatakan bahwa saat sistem mengalami perubahan volume, sistem akan melakukan usaha dan sistem yang mengalami perubahan suhu akan mengalami perubahan energi dalam.

Dalam Hukum I Termodinamika dinyatakan bahwa energi dapat berubah bentuk.

Q = W + ∆U

Jika kalor diberikan kepada sistem, maka volume dan suhu sistem akan bertambah  dan sistem terlihat mengembang atau bertambah panas. 

Jika kalor diambil dari sistem, maka volume dan suhu sistem akan berkurang dan sistem terlihat mengerut atau berkurang panasnya.

Hukum I termodinamika terdiri atas beberapa proses, yaitu :

– Isokhorik adalah proses termodinamika yang terjadi saat volume konstan. Suatu gas dikatakan melakukan proses isokhorik jika gas tersebut berada dalam volume konstan (∆V= 0), tidak melakukan usaha (W=0) dan kalor yang diberikan sama dengan perubahan energi di dalamnya.

Qv = ∆U

Keterangan :

Qv adalah kalor gas dalam volume konstan.
∆U adalah perubahan energi dalam gas.

Pada proses isokhorik, grafik hubungan tekanan gas (P) dan volume gas (V) berbentuk vertikal.

 – Isotermik/ isotermal adalah proses termodinamika yang terjadi pada sistem saat suhu konstan (∆T=0), energi kalor (Q) tidak sama dengan 0, energi kalor sama dengan usaha (Q=W) dan tidak terjadi perubahan energi dalam (∆U=0).

Proses isotermik terjadi saat suatu sistem berada dalam reservoir panas luar. Perubahan akan terjadi secara perlahan, sehingga sistem dapat terus menyesuaikan diri dengan suhu reservoir melalui pertukaran panas.

Q = W = nRT. ln. V₂/V₁

Pada proses isotermik, grafik hubungan tekanan gas (P) dan volume gas (V) berbentuk kurva/ garis melengkung.

– Isobarik adalah proses termodinamika yang terjadi saat tekanan tetap konstan (∆P=0). Suatu gas dikatakan melakukan proses isobarik jika gas tersebut dalam tekanan konstan (W=p∆V).

Ketika kalor dipindahkan ke sistem untuk melakukan usaha, maka akan terjadi perubahan energi dalam sistem.

Q = ∆U + W

Usaha yang dilakukan gas dapat dinyatakan sebagai selisih energi kalor yang diserap oleh gas pada tekanan konstan (Qp) dengan energi kalor yang diserap gas pada volume konstan (Qv).

W= Qp-Qv

Pada proses isobarik, grafik hubungan tekanan gas (P) dan volume gas (V) berbentuk horizontal.

– Adiabatik adalah proses termodinamika saat tidak ada kalor yang diserap atau dilepaskan oleh sistem (Q=0), sehingga usaha yang dilakukan gas sama dengan perubahan energi dalam gas (W = ∆U).

Jika suatu sistem yang berisi gas mengalami proses adiabatik, tekanan dan volume gas akan berubah. Usaha yang dilakukan gas dapat dinyatakan dengan

W = 1/ γ-1 (p₁V₁ – p₂V₂)

Keterangan :

γ adalah konstanta yang diperoleh dari perbandingan kapasitas kalor molar gas pada tekanan dan volume konstan. Umumnya, nilai γ lebih besar dari 1.

Proses adiabatik terjadi pada sistem tertutup, baik yang terisolasi maupun tidak terisolasi. Jika sistem tertutup tidak terisolasi, proses harus dilakukan secara cepat, sehingga tidak ada kalor yang masuk atau keluar dari sistem.

Pada proses adiabatik, grafik hubungan tekanan gas (P) dan volume gas (V) berbentuk kurva/garis melengkung yang sedikit lebih curam dibandingkan grafik pada proses isotermik.

c. Hukum II Termodinamika menyangkut pernyataan Kelvin-Plank dan Clausius.

Kelvin-Plank menyatakan bahwa tidak mungkin suatu sistem bekerja dalam satu siklus termodinamika, menerima kalor dari reservoir (tempat yang menyimpan bahan bakar gas atau minyak) dan mengubah seluruh kalor menjadi energi atau usaha.

Clausius menyatakan bahwa tidak mungkin suatu sistem bekerja dalam satu siklus termodinamika dengan memindahkan kalor dari sistem bertemperatur tertentu ke sistem bertemperatur lebih tinggi.

Clausius juga menyatakan bahwa pada proses reversible (proses yang berlangsung dalam dua arah atau berbalik), total entropi tidak akan berubah, sedangkan pada proses irreversible (proses yang berlangsung searah), total entropi akan bertambah.

Dalam Hukum II Termodinamika terdapat batasan-batasan terhadap perubahan energi.

Hukum II Termodinamika menyatakan bahwa kalor mengalir dari benda bersuhu panas ke benda bersuhu dingin secara alami.

d. Hukum III Termodinamika menyatakan bahwa saat sistem mencapai temperatur nol absolut, semua proses akan berhenti dan entropi sistem akan mendekati nilai minimum.

Entropi benda berstruktur kristal sempurna akan bernilai nol pada temperatur nol absolut.

Entalpi

Entalpi (H) adalah jumlah energi (E) dalam suatu sistem termodinamika ditambah dengan jumlah energi yang dilakukan untuk melakukan usaha (W).

H = E + W

W = P . V

Sehingga dapat juga dinyatakan menjadi

H = E + P. V

Keterangan :

E adalah energi (joule)

W adalah usaha suatu sistem (joule)

V adalah volume (liter)

P adalah tekanan (atm)

Suatu materi hanya dapat diukur perubahan energinya (∆E). Sama halnya dengan entalpi yang hanya dapat diukur perubahan entalpinya (∆H).

∆H = Hp – Hr

Keterangan :

Hp adalah entalpi produk

Hr adalah entalpi reaktan

Apabila entalpi produk lebih besar daripada entalpi reaktan, maka perubahan entalpi bernilai positif. Perubahan entalpi yang bernilai positif disebut endotermik. Dalam hal ini akan terjadi penyerapan kalor dari lingkungan ke dalam sistem.

Apabila entalpi reaktan lebih besar daripada entalpi produk, maka perubahan entalpi bernilai negatif. Perubahan entalpi yang bernilai negatif disebut eksotermik. Dalam hal ini akan terjadi pelepasan kalor dari sistem ke lingkungan.

Perubahan entalpi merupakan perubahan energi internal suatu sistem ketika terjadi transfer sistem dari suatu keadaan ke keadaan lain.

∆H = ∆E + P . ∆V

∆E = q + W

W_sistem = – PV

Maka,

H = (q+W) + P . ∆V

H = (q – P. ∆V) + P . ∆V

H = q

Sehingga, pada tekanan tetap, perubahan entalpi sama dengan kalor (q) yang diserap maupun kalor yang dilepas.

Perubahan entalpi molar adalah perubahan entalpi dengan disertai reaksi atau perubahan zat dari unsur-unsur pembentuknya setiap 1 mol. Entalpi molar disebut juga entalpi pembentukan. Satuan entalpi molar adalah kJ/mol atau kJ mol^-1

Perubahan entalpi dari pembentukan 1 mol zat langsung dari unsur-unsur pembentuknya disebut entalpi molar pembentukan atau entalpi pembentukan.

Entropi

Entropi dikemukakan oleh Rudolf Clausius pada tahun 1865. Entropi adalah besaran dalam termodinamika yang mengukur energi per satuan temperatur yang tidak dapat digunakan untuk melakukan usaha dalam proses termodinamika.

S= k log W

Keterangan :

S adalah entropi

k adalah tetapan Boltzmann

W adalah jumlah mikrostat

Tetapan Boltzmann atau konstanta Boltzmann juga disimbolkan dengan k_B. Konstanta Boltzmann merupakan konstanta hubungan antara energi suatu partikel dengan suhu yang diamati pada tingkatan makroskopik.

Umumnya, konstanta Boltzmann bernilai 1,3806504 x 10^-23 J/K

k = R/N_A

Keterangan :

R adalah konstanta gas , yaitu 8,314472 J.K^-1. mol^-1

NA adalah bilangan Avogadro, yaitu 6,022 x 10²³

Untuk melakukan proses termodinamika, energi harus diubah bentuknya. Selama usaha berlangsung, entropi akan terkumpul pada sistem yang akan terdisipasi (hilang karena terjadinya gesekan) dalam bentuk panas buangan.

Entropi dalam sistem tertutup akan selalu naik dan kalor akan berpindah dari komponen bersuhu tinggi ke komponen bersuhu rendah.

Semakin tinggi entropi, semakin tidak teratur suatu sistem. Ketika sejumlah kalor diberikan ke dalam sistem dengan proses reversible pada suhu konstan, maka perubahan entropi dinyatakan sebagai berikut

∆S = Q/ T

Keterangan :

∆S adalah perubahan entropi (J/K)

Q adalah kalor (J)

T adalah suhu (K)

Gas yang lebih berat memiliki nilai entropi yang lebih besar.

Entropi molar standar adalah entropi suatu zat per 1 mol. Entropi molar (S^o) diukur pada kondisi standar. Nilai S^o bersifat mutlak. Satuan entropi molar standar adalah J/K^-1 mol^-1. 

Perubahan kecil dalam entropi molar dapat dinyatakan sebagai proses reversible.

Entropi molar standar reaktan dan produk dapat menentukan entropi standar reaksi.

∆S^o _rxn = S^o _produk – S^o _reaktan

Entropi standar reaksi akan menentukan apakah reaksi kimia dapat berlangsung secara spontan atau tidak.

Berdasarkan Hukum II Termodinamika dinyatakan bahwa reaksi spontan akan menghasilkan peningkatan total entropi dari sistem dan lingkungan.

∆S_total = ∆S_sistem + ∆S_lingkungan

Artikel Terkait :