Di dalam fisika dan termodinamika,
Persamaan keadaan adalah
Persamaan termodinamika yang menggambarkan
keadaan materi di bawah seperangkat kondisi fisika.
Persamaan keadaan adalah sebuah
Persamaan konstitutif yang menyediakan hubungan matematik antara dua atau lebih fungsi
keadaan yang berhubungan dengan materi, seperti temperatur, tekanan, volume dan energi dalam.
Persamaan keadaan berguna dalam menggambarkan sifat-sifat fluida, campuran fluida, padatan, dan bahkan bagian dalam bintang.
Penggunaan paling umum dari sebuah
Persamaan keadaan adalah dalam memprediksi
keadaan gas dan cairan. Salah satu
Persamaan keadaan paling sederhana dalam penggunaan ini adalah hukum gas ideal, yang cukup akurat dalam memprediksi
keadaan gas pada tekanan rendah dan temperatur tinggi. Tetapi
Persamaan ini menjadi semakin tidak akurat pada tekanan yang makin tinggi dan temperatur yang makin rendah, dan gagal dalam memprediksi kondensasi dari gas menjadi cairan. Namun, sejumlah
Persamaan keadaan yang lebih akurat telah dikembangkan untuk berbagai macam gas dan cairan. Saat ini, tidak ada
Persamaan keadaan tunggal yang dapat dengan akurat memperkirakan sifat-sifat semua zat pada semua kondisi.
Selain memprediksi kelakuan gas dan cairan, terdapat juga beberapa
Persamaan keadaan dalam memperkirakan volume padatan, termasuk transisi padatan dari satu
keadaan kristal ke
keadaan kristal lainnya. Terdapat juga
Persamaan-
Persamaan yang memodelkan bagian dalam bintang, termasuk bintang netron. Konsep yang juga berhubungan adalah mengenai fluida sempurna di dalam
Persamaan keadaan yang digunakan di dalam kosmologi.
Sejarah
= Hukum Boyle (1662)
=
Hukum Boyle mungkin adalah pernyataan paling awal dari
Persamaan keadaan. Pada 1662, fisikawan dan kimiawan ternama Irlandia, Robert Boyle, melakukan serangkaian percobaan menggunakan tabung gelas bentuk-J yang ujung bagian pendeknya tertutup. Air raksa ditambahkan ke dalam tabung, memerangkap sejumlah tetap gas di ujung tabung yang pendek dan tertutup. Kemudian perubahan volume gas diukur dengan teliti seiring ditambahkannya air raksa sedikit demi sedikit ke dalam tabung. Tekanan gas kemudian dapat ditentukan dengan menghitung perbedaan ketinggian air raksa di bagian pendek tabung yang tertutup dan bagian panjang tabung yang terbuka. Melalui percobaan ini, Boyle mencatat bahwa perubahan volume gas berbanding terbalik dengan tekanan. Bentuk matematikanya dapat dituliskan sebagai berikut:
p
V
=
konstan
{\displaystyle {\ pV={\text{konstan}}}}
Persamaan di atas juga dapat dihubungkan dengan Edme Mariotte dan kadang disebut sebagai Hukum Mariotte. Namun pekerjaan Mariotte tidak dipublikasikan hingga tahun 1676.
= Hukum Charles atau Hukum Charles dan Gay-Lussac (1787)
=
Pada 1787, fisikawan Prancis, Jacques Charles menemukan bahwa oksigen, nitrogen, hidrogen, karbon dioksida, dan udara memuai ke tingkat yang sama pada interval temperatur yang sama, pada lebih dari 80 kelvin. Kemudian, pada 1802, Joseph Louis Gay-Lussac mempublikasikan hasil percobaan yang sama, mengindikasikan adanya hubungan linear antara volume dan temperatur:
V
1
T
1
=
V
2
T
2
{\displaystyle {\frac {V_{1}}{T_{1}}}={\frac {V_{2}}{T_{2}}}}
= Hukum tekanan parsial Dalton (1801)
=
Hukum Tekanan Parsial Dalton:
Tekanan sebuah campuran gas adalah sama dengan jumlah tekanan masing-masing gas penyusunnya.
Secara matematik, hal ini dapat direpresentasikan untuk n jenis gas, berlaku:
P
t
o
t
a
l
=
p
1
+
p
2
+
⋯
+
p
n
{\displaystyle {\ P_{total}=p_{1}+p_{2}+\cdots +p_{n}}}
atau
P
t
o
t
a
l
=
∑
i
=
1
n
p
i
{\displaystyle P_{total}=\sum _{i=1}^{n}p_{i}}
= Hukum gas ideal (1834)
=
Pada 1834 Émile Clapeyron menggabungkan Hukum Boyle dan Hukum Charles ke dalam pernyataan pertama hukum gas ideal. Awalnya hukum tersebut dirumuskan sebagai
p
V
m
=
R
(
T
C
+
267
)
{\displaystyle pV_{m}=R(T_{C}+267)}
(dengan temperatur dinyatakan dalam derajat Celsius). Namun, pekerjaan lanjutan mengungkapkan bahwa angka tersebut sebenarnya mendekati 273,2, dan skala Celsius didefinisikan dengan 0°C = 273,15 K, memberikan:
p
V
m
=
R
(
T
C
+
273
,
15
)
{\displaystyle \ pV_{m}=R(T_{C}+273,15)}
=
Pada 1873, J. D. van der Waals memperkenalkan
Persamaan keadaan pertama yang diturunkan dengan asumsi sebuah volume terbatas yang ditempati oleh molekul gas penyusun.
Persamaan baru tersebut merevolusi studi mengenai
Persamaan keadaan, dan makin dikenalkan melalui
Persamaan keadaan Redlich-Kwong dan modifikasi Soave pada Redlich-Kwong.
Pada
Persamaan-
Persamaan di bawah ini, variabel-variabel didefinisikan sebagai berikut:
P
{\textstyle P}
= tekanan
V
{\textstyle V}
= volume
n
{\textstyle n}
= jumlah mol zat
V
m
=
V
n
{\textstyle V_{m}={\frac {V}{n}}}
= volume molar, yaitu volume 1 mol gas atau cairan
T
{\textstyle T}
= temperatur dalam Kelvin
R
{\textstyle R}
= tetapan gas ideal (
8
,
314472
J
mol
⋅
K
{\textstyle 8,314472{\frac {J}{{\text{mol}}\cdot K}}}
)
= Hukum gas ideal klasik
=
Hukum gas ideal klasik dapat dituliskan sebagai berikut:
P
V
=
n
R
T
{\displaystyle PV=nRT\,}
Hukum gas ideal dapat juga diekspresikan sebagai berikut:
P
=
ρ
(
γ
−
1
)
e
{\displaystyle P=\rho (\gamma -1)e\,}
dimana
ρ
{\displaystyle \rho }
adalah kerapatan,
γ
{\displaystyle \gamma }
indeks adiabatik, dan
e
{\textstyle e}
energi dalam. Bentuk terakhir adalah murni dalam suku-suku kuantitas intensif dan berguna ketika mensimulasikan
Persamaan Euler karena mengekspresikan hubungan antara energi dalam dan bentuk-bentuk energi lain (seperti energi kinetik), sehingga memperkenankan simulasi untuk mematuhi Hukum Pertama.
Catatan kaki
