Pengaruh Kalor terhadap Besaran Termodinamis

1.       Kalor terhadap Suhu

Kalor dapat menaikkan atau menurunkan suhu. Semakin besar kenaikan suhu maka kalor yang diterima semakin banyak. Semakin kecil kenaikan suhu maka kalor yang diterima semakin sedikit. Maka hubungan kalor (Q) berbanding lurus atau sebanding dengan kenaikan suhu (∆T) jika massa (m) dan kalor jenis zat (c) tetap.

Secara matematis dapat dituliskan :

Q = m c ∆T

Dengan :

Q = Kalor

m = Massa zat

c = Kalor jenis zat

∆T = Kenaikan suhu

2.       Kalor terhadap Energi Dalam

Energi dalam gas (U) adalah energi yang dimiliki oleh tiap molekul. Pada rumus energi dalam, energi hanya tergantung pada suhu. Suhu dapat diubah jika sistem menerima / memberikan panas atau sistem melakukan / menerima usaha.

Kalor ini digunakan untuk menaikkan suhu sistem dari suhu awal T₁ ke suhu akhir T₂ dan dapat juga berubah menjadi usaha. Pernyataan ini dapat dinyatakan dengan Hukum I Termodinamika.

∆U = U₂ – U₁ = Q – W

Dari persamaan di atas dapat kita simpulkan bahwa energi dalam sebanding dengan kalor. Semakin besar kalor maka energi dalamnya pun akan semakin besar.

3.       Kalor terhadap Volume dan Tekanan

Dalam suatu silinder yang tertutup dengan piston yang dapat bergerak bebas, berisi gas dengan volume V, akan menekan ke semua bagian silinder dengan tekanan P. panaskan gas yang berada dalam silinder yang terttutup piston pada tekanan tetap (Isobarik). Tekanan dalam sistem dijaga tetap oleh tekanan atmosfir dan berat penghisap beserta balok di atasnya.

Gas akan mengembang secara perlahan sehingga piston bergerak ke atas sebesar ∆S, maka usaha yang dilakukan gas,

W = F . ∆S

Gaya yang bekerja pada piston akibat tekanan gas adalah F = P . A, dengan A menyatakan luas penampang, dengan P adalah tekanan, maka usaha gas :

W = P . A . ∆S dengan V = A . S maka, usaha sistem pada proses isobarik

W = P . ∆V

Keterangan :

W = Usaha yang dilakukan gas (joule)

P = Tekanan (Nm^-2)

∆V = Perubahan volume (m³)

Berdasarkan persamaan perubahan energi dalam,

∆U = Q – W

Q = ∆U + W

Q = W + P. ∆V

Dari persamaan di atas dapat diketahui bahwa kalor berbanding lurus dengan tekanan dan volume. Jadi semakin besar volume dan tekanan, maka kalor pun akan semakin besar.

4.       Kalor terhadap Entropi

Entropi adalah besaran yang menyatakan banyaknya energi atau kalor yang tidak dapat diubah menjadi usaha. Ketika suatu sistem menyerap sejumlah kalor Q dari reservoir yang memiliki temperatur mutlak, entropi sistem tersebut akan meningkat dan entropi reserviornya akan menurun sehingga perubahan entropi sistem dapat dinyatakan dengan persamaan :

∆S = Q / T

Keterangan:

∆S = Perubahan entropi

Q = Kalor

T = Suhu

Dari persamaan di atas dapat disimpulkan bahwa kalor berbanding lurus dengan perubahan entropi. Jadi, semakin besar kalor maka entropi pun akan semakin besar.

5.       Kalor terhadap Entalpi

Entalpi (H) adalah jumlah energi yang dimiliki sistem pada tekanan tetap. Entalpi (H) dirumuskan sebagai jumlah energi yang terkandung dalam sistem (E) dan kerja (W).

H = E + W

Entalpi tidak dapat diukur, kita hanya dapat mengukur perubahan entalpi (∆H). secara matematis, perubahan entalpi (∆H) dapat diturunkan sebagai berikut.

H = E + W (1)

Pada tekanan tetap :

∆H = ∆U + P∆V (2)

∆E = Q + W (3)

W_sistem = - PV (4)

Substitusi persamaan (3) dan (4) dalam persamaan (2) :

H = (Q + W) + P∆V

H = (Q - P∆V) + P∆V

H = Q

Dari persamaan di atas dapat diketahui bahwa entalpi sama dengan kalor. Jika entalpi besar maka kalor juga akan besar.

6.       Kalor terhadap Energi Bebas Hemholtz

Energi yang bisa diperoleh disebut energi bebas yang diformulasikan oleh Hemholtz sebagai

A = ∆U – TS

Dengan,

A = Energi bebas Hemholtz

∆U = Perubahan Energi Dalam

T = Suhu

S = Entropi

Seperti yang telah dijelaskan di atas bahwa U = Q – W. Jika persamaan ini disubstitusikan ke persamaan di atas, maka didapat :

A = ∆U – TS

A = Q – W – TS

Jadi kalor berbanding lurus dengan energi bebas Hemholtz. Jika kalor besar maka energi bebas Hemholtz akan semakin besar.

7.       Kalor terhadap Energi Bebas Gibs

Untuk menyatakan kespontanan reaksi secara lebih langsung, kita dapat menggunakan satu fungsi termodinamik lain yang disebut Energi Bebas Gibs (G), atau lebih singkatnya energi bebas (dari nama fisikawan Amerika Josiah Willard Gibbs):

G = H – TS

Perubahan energi bebas (∆G) suatu sistem pada proses pada suhu tetap ialah

∆G = ∆H - T∆S

Berdasarkan rumus perubahan entalpi ∆H = Q, maka persamaan di atas menjadi :

∆G = ∆H - T∆S

∆G = Q - T∆S

Jadi berdasarkan persamaan di atas, dapat diketahui bahwa Energi Bebas Gibs berbanding lurus dengan kalor.