Penerapan Hukum I Termodinamika

Hukum I Termodinamika berkaitan dengan Hukum Kekekalan Energi untuk sebuah sistem yang sedang melakukan pertukaran energi dengan lingkungan dan memberikan hubungan antara kalor, energi, dan kerja (usaha). Hukum I Termodinamika menyatakan bahwa untuk setiap proses, apabila kalor ditambahkan ke dalam sistem dan sistem melakukan usaha, maka akan terjadi perubahan energi. Jadi, dapat dikatakan bahwa Hukum I Termodinamika menyatakan adanya konsep kekekalan energi.

Energi dalam sistem merupakan jumlah total semua energi molekul pada sistem. Apabila usaha dilakukan pada sistem atau sistem memperoleh kalor dari lingkungan, maka energi dalam pada sistem akan naik. Sebaliknya, energi dalam akan berkurang apabila sistem melakukan usaha pada lingkungan atau sistem memberi kalor pada lingkungan. Dengan demikian, perubahan energi dalam pada sistem yang tertutup merupakan selisih kalor yang diterima dengan usaha yang dilakukan oleh sistem. Secara matematis, Hukum Pertama Termodinamika dituliskan sebagai berikut.

Q = ΔU + W …….. (9–9)

dengan: Q = kalor yang diterima atau dilepaskan oleh sistem,

ΔU = U₂ — U₁ = perubahan energi dalam sistem, dan

W = usaha yang dilakukan sistem.

Perjanjian tanda yang berlaku untuk Persamaan (9-9) tersebut adalah sebagai berikut.

1. Jika sistem melakukan kerja maka nilai W berharga positif.
2. Jika sistem menerima kerja maka nilai W berharga negatif
3. Jika sistem melepas kalor maka nilai Q berharga negatif
4. Jika sistem menerima kalor maka nilai Q berharga positif

a. Proses Isotermal

Anda telah memahami bahwa proses isotermal merupakan suatu proses yang terjadi dalam sistem pada suhu tetap. Besar usaha yang dilakukan sistem proses isotermal ini adalah W = nRT In (V_2/V₁). Oleh karena ΔT = 0, menurut Teori Kinetik Gas, energi dalam sistem juga tidak berubah (ΔU= 0) karena perubahan energi dalam bergantung pada perubahan suhu. Ingatlah kembali persamaan energi dalam gas monoatomik yang dinyatakan dalam persamaan ΔU=(3/2)nRΔT. Dengan demikian, persamaan Hukum Pertama Termodinamika untuk proses isotermal ini dapat dituliskan sebagai berikut.

Q = ΔU + W = 0 + W

Q = W = nR T ln (V₂/V₁) …. (9-10)

b. Proses Isokhorik

Dalam proses isokhorik perubahan yang dialami oleh sistem berada dalam keadaan volume tetap. Anda telah memahami bahwa besar usaha pada proses isokhorik dituliskan W = pΔV = 0. Dengan demikian, persamaan Hukum Pertama Termodinamika untuk proses ini dituliskan sebagai

Q = ΔU + W = ΔU + 0

Q = ΔU = U₂ — U₁

Dari Persamaan (9-11) Anda dapat menyatakan bahwa kalor yang diberikan pada sistem hanya digunakan untuk mengubah energi dalam sistem tersebut. Jika persamaan energi dalam untuk gas ideal monoatomik disubstitusikan ke dalam Persamaan (9-11), didapatkan perumusan Hukum Pertama Termodinamika pada proses isokhorik sebagai berikut.

Q = ΔU =(3/2)nR ΔT …(9-12)

atau

Q = U₂ — U₁ =(3/2)nR (T₂ —T₁) …. (9-13)

c. Proses Isobarik

Jika gas mengalami proses isobarik, perubahan yang terjadi pada gas berada dalam keadaan tekanan tetap. Usaha yang dilakukan gas dalam proses ini memenuhi persamaan W = P ΔV = p(V₂– V₁). Dengan demikian, persamaan Hukum Pertama Termodinamika untuk proses isobarik dapat dituliskan sebagai berikut.

Q = ΔU + W

Q = ΔU + p(V₂ – V₁) … (9-14)

Untuk gas ideal monoatomik, Persamaan (9-14) dapat dituliskan sebagai

Q =(3/2)nR (T₂ — T₁) + p (V₂ – V₁) … (9-15)

d. Proses adiabatik

Dalam pembahasan mengenai proses adiabatik, Anda telah mengetahui bahwa dalam proses ini tidak ada kalor yang keluar atau masuk ke dalam sistem sehingga Q = 0. Persamaan Hukum Pertama Termodinamika untuk proses adiabatik ini dapat dituliskan menjadi

Q = ΔU + W

0 = ΔU + W

atau

W = — ΔU = —(U₂— U₁) … (9-16)

Berdasarkan Persamaan (9-16) tersebut, Anda dapat menyimpulkan bahwa usaha yang dilakukan oleh sistem akan mengakibatkan terjadinya perubahan energi dalam sistem di mana energi dalam tersebut dapat

bertambah atau berkurang dari keadaan awalnya. Persamaan Hukum Pertama Termodinamika untuk gas ideal monoatomik pada proses adiabatik ini dituliskan sebagai

W = — ΔU = —(3/2)nR (T₂ – T₁)

Aplikasi thermodinamika yang begitu luas dimungkinkan karena perkembangan ilmu thermodinamika sejak abad 17 yang dipelopori dengan penemuan mesin uap di Inggris, dan diikuti oleh para ilmuwan thermodinamika seperti Willian Rankine, Rudolph Clausius, dan  Lord Kelvin  pada abad ke 19. Pengembangan ilmu thermodinamika dimulai dengan pendekatan makroskopik, yaitu sifat thermodinamis didekati dari perilaku umum partikel-partikel zat yang menjadi media pembawa energi, yang  disebut pendekatan thermodinamika klasik. Pendekatan tentang sifat thermodinamis suatu zat berdasarkan perilaku kumpulan partikel-partikel disebut pendekatan mikroskopis yang merupakan perkembangan ilmu  thermodinamika modern, atau disebut thermodinamika statistik. Pendekatan thermodinamika statistik dimungkinkan karena perkembangan teknologi komputer, yang sangat membantu da lam  menganalisis data dalam jumlah yang sangat besar.
Penerapan termodinamika secara teknik (dalam perencanaan) yaitu :
- Refrigerasi dan Pengkondisian Udara
- Pembangkit Daya Listrik
- Motor Bakar 
- Sistem pemanasan surya
- Pesawat Terbang
- Dan sebagainya

• Sistem Pembangkit Listrik Tenaga Uap :

Energi kimia  atau  energi nuklir  dikonversikan  menjadi  energi  termal  dalam ketel uap  atau  reaktor nuklir.  Energi ini  dilepaskan  ke air, yang  berubah  menjadi  uap.  Energi uap ini  digunakan  untuk  menggerakkan turbin uap,  dan energi mekanis yang dihasilkan  digunakan untuk meng- gerakkan generator untuk menghasilkan daya listrik.

• Sistem Pembangkit Listrik Tenaga Air :

Energi  potensial  air  dikonversikan  menjadi  energi  mekanis  melalui penggunaan turbin air. Energi mekanis ini kemudian dikonversikan lagi Menjadi energi listrik oleh generator listrik yang disambungkan pada poros turbinnya.

• Motor pembakaran dalam 

Energi kimiawi bahan bakar dikonversikan menjadi kerja mekanis. Campuran udarabahanbakar dimampatkan dan pembakaran  dilakukan oleh busi. Ekspansi gas hasil pembakaran mendorong piston, yang menghasilkan putaran pada poros engkol.