Hukum I Termodinamika

Hukum I Termodinamika

Hukum ini diterapkan pada gas, khususnya gas ideal

PV = n R T

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

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

Usaha tidak diperoleh jika tidak diberi energi dari luar.

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:

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

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

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

DU = 0 ® DQ = DW = nRT ln (V₂/V₁)

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

PV^g = konstan ® g = C_p/C_v ,disebut konstanta Laplace

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

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

Perhatikan perbedaan grafik isotermik dan adiabatik ® penurunan adiabatik lebih curam dan mengikuti persamaan PV^g= C.

Jadi:

1. jika DP > DV, maka grafik adiabatik.

2. jika DP = DV, maka grafik isotermik.

Catatan:

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

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

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

U = E_k = 3/2 nRT ® g = 1,67

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