Hukum Pertama Termodinamika

The first law of thermodynamics, yang didasarkan pada hukum kekekalan energi, menyatakan bahwa energi dapat diubah dari suhu bentuk ke bentuk yang lain, tetapi tidak dapat diciptakan atau dimusnahkan. Bagaimana kita mengetahui hal ini? Tidak mungkin membuktikan keabsahan hukum termodinamika pertama jika harus menentukan kndungan energi total dalam alam semesta. Bahkan untuk menentukan kandungan energi total dalam 1 g besi akan luar biasa sulit. Untungnya, kita dapat menguji keabsahan hukum termodinamika pertama dengan hanya mengukur perubahan energi dalam suatu sistem antara keadaan awal dan keadaan akhir dalam suatu proses. Perubahan energi dalam ∆E dirumuskan dengan:

∆E = E_f - E_i

dimana E_i dan E_f berturut-turut adalah energi dalam sistem pada keadaan awal dan keadaan akhir.

        Energi dalam suatu sistem mempunyai dua komponen: energi kinetik dan energi potensial. Komponen energi kinetik terdiri dari berbagai jenis gerak molekul dan gerakan elektron dalam molekul. Energi potensial ditentukan oleh interaksi tarik-menarik antara antara elektron-elektron dan inti dan interaksi tolak-menolak antara elektron dan antara inti dalam molekul tunggal, juga oleh interaksi antara molekul. Tidak mungkin untuk mengukur semua kontribusi ini secara cepat, sehingga kita tidak dapat menghitung energi total suatu sistem dengan pasti. Di sisi yang lain, perubahan energi dapat ditentukan secara percobaan.

        Perhatikan reaksi antara 1 mol belerang dan 1 mol gas oksigen untuk menghasilkan 1 mol belerang dioksida:

S(s) + O₂(g) → SO₂(g)

Pada kasus ini sistem terdiri dari molekul reaktan S dan O₂ dan molekul produk SO₂. Kita tidak tahu kandungan energi dalam dari molekul reaktan atau molekul produk, tapi kita dapat mengukur secara tepat perubahan kandungan energi, ∆E, yang dirumuskan denga:n

∆E       =  E (produk) – E (reaktan)

=  energi 1 mol SO₂(g) – [energi 1 mol S(s) + 1 mol O₂ (g)]

Kita menemukan bahwa reaksi ini membebaskan kalor. Jadi, energi produk lebih kecil daripada energi reaktan, dan ∆E bernilai negatif.

Untuk materi kimia lainnya dapat Anda baca pada link berikut:  KLIK DI SINI

           Dengan menafsirkan pembebasan kalor dalam reaksi ini yang berarti bahwa sebagian energi kimia yang terkandung dalam reaktan telah diubah menjadi energi termal, kita menyimpulkan bahwa perpindahan energi dari reaktan ke lingkungan tidak mengubah energi total alam semesta. Jadi, jumlah perubahan energi harus nol:

∆E_sis +  ∆E_ling = 0

atau                                           ∆E_sis  =  -∆E_ling

dimana subskrip “sis” dan “ling” berturut-turut melambangkan sistem dan lingkungan. Jadi, jika suatu sistem perubahan energi ∆E_sis, sisa alam semesta, atau lingkungan, harus mengalami perubahan dalam energi yang sama besarnya tetapi berlawanan tanda (-E_ling); energi yang diperoleh di suatu tempat harus diimbangi dengan hilangnya energi di tempat lain. Lebih jauh lagi karna energi dapat diubah daru satu bentuk ke bentuk yang lain, energi yang hilang oleh satu sistem dapat diperoleh kembali oleh sistem yang lain dengan bentuk yang berbeda. Sebagai contoh energi yang hilang lewat pembakaran minyak dalam suatu pembangkit daya akan muncul di rumah kita sebagai energi listrik, panas cahaya, dan seterusnya.

           Dalam kimia, kita biasanya tertarik pada perubahan energi yang berkaitan dengan sistem (yang bisa berupa botol yang mengandung reaktan dan produk) bukan pada lingkungannya. Jadi bentuk hukum pertama yang lebih berguna adalah

∆E = q + w

(kita hilangkan subskip “sis” agar sederhana). Persamaan di atas menyatakan bahwa perubahan energi dalam ∆E suatu sistem adalah jumlah kalor q yang dipertukarkan antara sistem dan lingkungan dan kerja w yang dilakukan pada (atau oleh) sistem tersebut. Kesepakatan tanda untuk q dan w adalah sebagai berikut: q positif untuk proses endotermik dan negatif untuk proses eksotermik dan w  positif untuk kerja yang dilakukan pada sistem oleh lingkungan dan negatif untuk kerja yang dilakukan oleh sistem pada lingkungan. Persamaan tersebut mungkin terkesan abstrak, tetapi sebenarnya sangat logis. Jika suatu sistem membebaskan kalor ke lingkungan atau melakukan kerja pada lingkungan, kita mengharapkan energi dalamnya turun karena terjadi proses pengurangan energi. Dengan alasan ini, baik q maupun w  bertanda negatif. Sebaliknya jika kalor ditambahkan pada sistem atau jika kerja dilakukan pada sistem, maka energi dalam sistem akan meningkat. Pada kasus ini, baik q maupun w bertanda positif. Tabel 6.1 meringkas kesepakatan tanda untuk q dan w.

Referensi: Raymond Chang

Untuk materi kimia lainnya dapat Anda baca pada link berikut:  KLIK DI SINI