Termodinamika, sebagai cabang ilmu fisika yang mempelajari hubungan antara panas, kerja, dan energi, menawarkan berbagai model untuk menganalisis perubahan keadaan suatu sistem. Model-model ini dikenal sebagai proses termodinamika. Di antara proses-proses fundamental tersebut—isotermal, isobarik, dan adiabatik—terdapat satu proses yang secara fundamental membatasi interaksi sistem dengan lingkungannya dalam konteks pergerakan: proses isokorik.
Secara etimologi, kata "isokorik" berasal dari bahasa Yunani, di mana "iso" berarti sama atau konstan, dan "choric" (dari khoros) merujuk pada ruang atau volume. Oleh karena itu, proses isokorik secara tegas didefinisikan sebagai perubahan keadaan termodinamika di mana volume (ruang) sistem dijaga agar tetap konstan dari awal hingga akhir proses. Volume sistem tidak mengalami perubahan, atau secara matematis, perubahan volume ($\Delta V$) adalah nol.
Pembatasan volume ini memiliki konsekuensi yang sangat mendalam terhadap Hukum Pertama Termodinamika, terutama dalam hal bagaimana energi dalam diubah dan bagaimana kerja (usaha) dipertukarkan antara sistem dan lingkungan. Dalam konteks sistem tertutup yang terdiri dari gas ideal, menjaga volume tetap memerlukan wadah yang kaku dan tidak dapat bergerak atau memuai. Kondisi ideal ini memungkinkan para ilmuwan dan insinyur untuk memisahkan efek perubahan volume dari efek perubahan suhu dan tekanan, menyederhanakan analisis energi secara signifikan.
Kajian mendalam mengenai proses isokorik tidak hanya penting sebagai fondasi teoritis dalam fisika, tetapi juga memiliki relevansi praktis yang luas, mulai dari desain bejana tekan, analisis mesin pembakaran internal pada titik-titik tertentu dalam siklusnya, hingga pengukuran kalor dalam kalorimetri bom. Memahami dinamika energi di bawah kondisi volume tetap adalah kunci untuk menguasai termodinamika energi internal dan kapasitas kalor.
Untuk memahami proses isokorik secara menyeluruh, kita harus kembali kepada landasan utama termodinamika, yaitu Hukum Pertama Termodinamika. Hukum ini pada dasarnya adalah pernyataan konservasi energi yang diaplikasikan pada sistem termal. Hukum ini menyatakan bahwa perubahan energi internal ($\Delta U$) suatu sistem sama dengan kalor ($Q$) yang ditambahkan ke sistem dikurangi usaha ($W$) yang dilakukan oleh sistem terhadap lingkungannya.
Hukum Pertama Termodinamika:
$$\Delta U = Q - W$$
Di mana:
Usaha termodinamika, khususnya usaha ekspansi atau kompresi, didefinisikan sebagai integral tekanan terhadap perubahan volume. Usaha yang dilakukan oleh sistem pada tekanan luar ($P$) ketika volume berubah dari $V_1$ ke $V_2$ dirumuskan sebagai:
$$W = \int_{V_1}^{V_2} P \, dV$$
Definisi matematis usaha inilah yang menjadi kunci utama dan karakteristik pembeda dari proses isokorik. Jika kita dapat menetapkan bahwa perubahan volume ($dV$ atau $\Delta V$) adalah nol, maka integral tersebut akan secara otomatis menghasilkan nilai nol. Pembatasan ini menyederhanakan persamaan Hukum Pertama Termodinamika menjadi bentuk yang paling murni dan fokus pada pertukaran energi internal melalui kalor semata.
Dalam proses isokorik, volume sistem, $V$, tetap tidak berubah sepanjang seluruh proses. Ini mensyaratkan bahwa dinding wadah yang menampung sistem harus kaku dan tidak dapat bergerak sama sekali. Sebagai akibat langsung dari kondisi ini, perubahan volume ($\Delta V$) dan diferensial volume ($dV$) adalah nol:
$$\Delta V = V_{akhir} - V_{awal} = 0$$
$$dV = 0$$
Kondisi ini memastikan bahwa tidak ada usaha ekspansi atau kompresi yang dilakukan oleh sistem terhadap lingkungannya, atau oleh lingkungan terhadap sistem. Ini adalah konsekuensi termodinamika paling penting dari proses isokorik.
Menggunakan definisi usaha termodinamika ($W = \int P \, dV$), karena $dV = 0$, maka seluruh integral menjadi nol:
$$W = \int_{V_1}^{V_2} P \, dV = \int_{V_1}^{V_1} P \, (0) = 0$$
Kenyataan bahwa usaha yang dilakukan nol ($\mathbf{W = 0}$) berarti semua energi yang ditambahkan atau dikeluarkan dari sistem (dalam bentuk kalor) harus secara langsung termanifestasi sebagai perubahan energi internal. Ini menyederhanakan Hukum Pertama Termodinamika menjadi bentuk yang sangat ringkas, yang merupakan inti dari studi proses ini.
Dengan mengganti $W=0$ ke dalam persamaan Hukum Pertama Termodinamika ($\Delta U = Q - W$), kita mendapatkan:
$$\Delta U = Q - 0$$
$$\mathbf{Q = \Delta U}$$
Persamaan ini memiliki makna fisik yang sangat mendalam: dalam proses volume konstan, kalor yang diserap atau dilepaskan oleh sistem secara eksklusif digunakan untuk mengubah energi internal (yaitu, mengubah suhu, karena energi internal pada gas ideal hanya bergantung pada suhu). Tidak ada energi yang terbuang atau digunakan untuk melakukan kerja mekanik memindahkan batas sistem.
Perluasan konsep energi internal menunjukkan bahwa $\Delta U$ dapat dihitung menggunakan kapasitas kalor pada volume konstan ($C_v$). Untuk $n$ mol gas ideal yang mengalami perubahan suhu $\Delta T$, perubahan energi internalnya adalah:
$$\Delta U = n C_v \Delta T$$
Karena $Q = \Delta U$ untuk proses isokorik, maka kalor yang dipertukarkan dalam proses isokorik adalah:
$$\mathbf{Q_{isokorik} = n C_v \Delta T}$$
Persamaan ini menjadi formula utama untuk menghitung jumlah kalor yang ditambahkan atau dikeluarkan dari sistem isokorik, menghubungkan secara langsung pertukaran energi termal dengan perubahan suhu sistem.
Meskipun volume dijaga konstan, tekanan ($P$) dan suhu ($T$) sistem pasti akan berubah ketika kalor ditambahkan atau dikeluarkan. Hubungan antara $P$ dan $T$ dalam proses isokorik dapat dijelaskan melalui Persamaan Gas Ideal.
Persamaan Gas Ideal dirumuskan sebagai:
$$PV = nRT$$
Di mana $R$ adalah konstanta gas universal dan $n$ adalah jumlah mol. Karena proses ini isokorik, $V$ dan $n$ (sistem tertutup) adalah konstan. Oleh karena itu, kita dapat menyusun ulang persamaan untuk melihat hubungan antara $P$ dan $T$:
$$\frac{P}{T} = \frac{nR}{V} = \text{Konstan}$$
Ini berarti bahwa rasio antara tekanan dan suhu absolut harus tetap konstan sepanjang proses. Jika sistem bergerak dari keadaan awal (1) ke keadaan akhir (2), kita mendapatkan hubungan langsung, yang sering dikenal sebagai bagian dari Hukum Charles atau Hukum Gay-Lussac (khususnya untuk proses isokorik):
$$\mathbf{\frac{P_1}{T_1} = \frac{P_2}{T_2}}$$
Konsekuensinya sangat jelas: peningkatan suhu absolut sistem akan menyebabkan peningkatan tekanan secara proporsional. Sebaliknya, pendinginan sistem akan menyebabkan penurunan tekanan. Hal ini sering kita lihat dalam kehidupan sehari-hari, misalnya, peningkatan tekanan di dalam ban mobil saat suhu tinggi, meskipun volumenya hampir konstan.
Ketika kalor $Q$ ditambahkan ke sistem isokorik, energi internal $\Delta U$ meningkat. Peningkatan $\Delta U$ ini dimanifestasikan sebagai peningkatan energi kinetik rata-rata molekul gas, yang secara definisi meningkatkan suhu $T$. Molekul-molekul yang bergerak lebih cepat akan menabrak dinding wadah lebih sering dan dengan momentum yang lebih besar, menghasilkan peningkatan tekanan $P$. Hubungan linear antara $P$ dan $T$ adalah ciri khas yang membedakan proses isokorik.
Kapasitas kalor adalah ukuran seberapa banyak energi termal yang diperlukan untuk menaikkan suhu suatu zat sebanyak satu derajat. Dalam termodinamika, kita harus membedakan antara kapasitas kalor pada tekanan konstan ($C_p$) dan kapasitas kalor pada volume konstan ($C_v$). Perbedaan ini sangat penting karena usaha yang dilakukan oleh sistem akan mempengaruhi seberapa besar energi yang digunakan untuk menaikkan suhu.
Kapasitas kalor molar pada volume konstan ($C_v$) didefinisikan sebagai turunan parsial energi internal terhadap suhu, ketika volume dijaga konstan:
$$C_v = \left(\frac{\partial U}{\partial T}\right)_V$$
Karena dalam proses isokorik, semua kalor $Q$ sama dengan perubahan energi internal $\Delta U$, maka kalor yang diserap sepenuhnya digunakan untuk meningkatkan energi internal sistem. Inilah mengapa $C_v$ secara intrinsik terkait dengan $\Delta U$.
Untuk gas ideal, nilai $C_v$ dapat dihubungkan dengan jumlah derajat kebebasan ($f$) yang dimiliki molekul gas. Derajat kebebasan adalah jumlah cara independen molekul dapat menyimpan energi (translasi, rotasi, vibrasi). Menurut prinsip ekuipartisi energi, setiap derajat kebebasan kontribusi sebesar $R/2$ (untuk kapasitas kalor molar) terhadap $C_v$.
Pemahaman detail ini sangat penting. Nilai $C_v$ menentukan seberapa 'tahan' suatu sistem isokorik terhadap perubahan suhu ketika sejumlah kalor tertentu ditransfer. Gas dengan $C_v$ yang tinggi memerlukan lebih banyak energi untuk mencapai kenaikan suhu yang sama dibandingkan gas dengan $C_v$ yang rendah.
Dalam proses isobarik (tekanan konstan), energi yang ditambahkan (kalor, $Q$) tidak hanya meningkatkan energi internal ($\Delta U$) tetapi juga digunakan untuk melakukan usaha ekspansi ($W$). Oleh karena itu, $C_p$ selalu lebih besar daripada $C_v$. Hubungan antara keduanya diberikan oleh hubungan Mayer:
$$C_p = C_v + R$$
Dalam proses isokorik, perbedaan ini menghilang karena $W=0$. Semua energi termal masuk langsung ke dalam $\Delta U$, menjadikannya konteks yang ideal untuk mengukur $C_v$ secara eksperimental, seperti yang dilakukan dalam kalorimetri bom.
Representasi visual dalam diagram termodinamika adalah cara terbaik untuk memahami sifat-sifat suatu proses. Proses isokorik biasanya digambarkan pada diagram Tekanan-Volume ($P-V$) dan diagram Suhu-Entropi ($T-S$).
Diagram $P-V$ adalah alat standar untuk menganalisis usaha termodinamika, karena usaha ($W$) yang dilakukan oleh sistem diwakili oleh luas di bawah kurva proses. Karena dalam proses isokorik volume konstan, proses ini digambarkan sebagai garis vertikal lurus.
Jika prosesnya adalah pemanasan (kalor ditambahkan, $Q>0$), tekanan akan meningkat, sehingga garis akan bergerak dari bawah ke atas. Jika prosesnya adalah pendinginan (kalor dilepaskan, $Q<0$), tekanan akan menurun, dan garis bergerak dari atas ke bawah. Yang terpenting, karena tidak ada luas di bawah garis vertikal tersebut, usaha ($W$) adalah nol, menegaskan kembali hasil matematis $W=0$.
Diagram $T-S$ (Suhu-Entropi) digunakan untuk menganalisis pertukaran kalor dan perubahan entropi ($\Delta S$). Perubahan entropi total untuk suatu proses isokorik dapat dihitung sebagai:
Pada diagram $T-S$, proses isokorik digambarkan sebagai kurva yang cenderung lebih curam dibandingkan proses isobarik, karena perubahan suhu yang terjadi lebih besar untuk jumlah kalor tertentu (akibat $C_v < C_p$). Jika suhu meningkat (kalor masuk), entropi juga meningkat (kurva miring ke kanan atas).
Meskipun kondisi volume yang benar-benar kaku seringkali merupakan idealisasi, proses isokorik atau mendekati isokorik terjadi secara rutin dalam berbagai aplikasi teknik dan ilmiah. Memahami $Q=\Delta U$ sangat penting dalam menganalisis siklus termodinamika tertentu.
Siklus Otto, yang menggambarkan cara kerja mesin bensin standar, mengandung dua tahap yang mendekati proses isokorik:
Analisis kedua tahap isokorik ini memungkinkan para insinyur untuk menghitung efisiensi termal ideal mesin berdasarkan rasio kompresi, sebuah konsep yang mustahil tanpa memahami $Q=\Delta U$.
Kalorimetri bom adalah aplikasi eksperimental paling murni dari proses isokorik. Alat ini dirancang untuk mengukur kalor pembakaran (nilai kalor) sampel zat secara akurat. Sampel diletakkan di dalam wadah baja yang tebal dan kaku (bom) yang diisi oksigen bertekanan. Sampel kemudian dinyalakan secara elektrik.
Karena bom itu kaku, volumenya tidak berubah. Ketika sampel terbakar, seluruh kalor yang dilepaskan ($Q_{reaksi}$) tertahan dalam wadah dan digunakan sepenuhnya untuk meningkatkan energi internal sistem (gas dan bom itu sendiri). Karena $W=0$, kalor yang terukur ($Q$) secara langsung sama dengan perubahan energi internal ($\Delta U$) dari reaksi tersebut. Ini adalah metode standar untuk menentukan nilai kalor makanan dan bahan bakar.
Setiap kali cairan atau gas dipanaskan di dalam wadah yang kaku dan tertutup rapat (misalnya, pemanas air rumah tangga yang berfungsi sebagai sistem tertutup, atau tangki penyimpanan gas bertekanan tinggi), proses yang terjadi sangat mendekati isokorik. Peningkatan suhu menyebabkan peningkatan tajam pada tekanan. Inilah alasan mengapa standar keselamatan ketat diperlukan untuk bejana tekan: penambahan kalor yang berlebihan tanpa adanya ruang ekspansi dapat menyebabkan kegagalan struktural yang dramatis.
Dalam konteks bejana tekan, pemahaman bahwa tekanan berbanding lurus dengan suhu ($P/T = konstan$) adalah vital. Jika suhu lingkungan meningkat, tekanan internal juga meningkat, dan tekanan operasional harus berada jauh di bawah batas keamanan material bejana. Proses isokorik memberikan dasar perhitungan yang diperlukan untuk menjamin keamanan struktural tersebut.
Meskipun $W=0$ menyederhanakan Hukum Pertama, analisis termodinamika yang lengkap juga memerlukan perhitungan perubahan entropi ($\Delta S$), yang berkaitan dengan Hukum Kedua Termodinamika.
Dalam analisis termodinamika yang lebih umum (tidak hanya gas ideal), perubahan energi internal dU didefinisikan sebagai:
Ketika $dV=0$ (isokorik), persamaan ini menyederhana menjadi $dU = T\,dS$. Selain itu, kita tahu bahwa $dU$ juga dapat dinyatakan dalam bentuk kapasitas kalor:
Menyamakan kedua persamaan untuk proses isokorik memberikan hubungan penting antara kalor, suhu, dan entropi:
Mengintegrasikan persamaan diferensial ini dari keadaan awal $T_1$ ke keadaan akhir $T_2$ untuk $n$ mol gas (mengganti $C_v$ dengan $nC_{v, molar}$):
Formula ini menunjukkan bahwa jika suhu meningkat ($T_2 > T_1$), entropi ($\Delta S$) meningkat, yang konsisten dengan penyerapan kalor. Jika suhu menurun ($T_2 < T_1$), entropi menurun (pelepasan kalor). Peningkatan entropi ini mencerminkan peningkatan ketidakteraturan atau jumlah cara molekul dapat didistribusikan dalam keadaan energi yang lebih tinggi di dalam volume yang tetap.
Dalam analisis proses isokorik untuk gas nyata atau zat kompleks, kita sering menggunakan persamaan yang menghubungkan tekanan, suhu, dan volume spesifik ($v=V/m$). Karena $v$ konstan, proses isokorik pada grafik $P-T$ akan tampak sebagai garis lurus yang melintasi fase. Dalam diagram fase zat murni (misalnya air), proses isokorik yang melintasi daerah dua fasa (cair-uap) akan menunjukkan perubahan tekanan dan suhu yang tidak linier murni seperti pada gas ideal, tetapi volume spesifiknya tetap dipertahankan.
Sebagai contoh, memanaskan air di dalam panci bertekanan (pressure cooker) adalah proses yang mendekati isokorik. Volume panci adalah konstan. Saat kalor ditambahkan, suhu dan tekanan uap air di dalamnya meningkat secara signifikan. Peningkatan tekanan ini memungkinkan suhu didih air melampaui 100°C, mempercepat proses memasak, tanpa volume sistem berubah.
Memahami proses isokorik akan lebih jelas jika dibandingkan dengan tiga proses termodinamika ideal lainnya: isobarik, isotermal, dan adiabatik.
Proses isobarik ($P=$ konstan) memungkinkan batas sistem bergerak ($\Delta V \neq 0$), sehingga usaha $W$ tidak nol. Jika kalor ditambahkan:
Karena dalam Isobarik sistem harus 'berkorban' sebagian kalor untuk melakukan usaha ekspansi, maka untuk mencapai kenaikan suhu yang sama, proses Isobarik selalu memerlukan jumlah kalor yang lebih besar daripada proses Isokorik ($C_p > C_v$).
Proses isotermal ($\Delta T = 0$) terjadi pada suhu yang sama. Untuk gas ideal, ini berarti $\Delta U = 0$ (karena $U$ hanya bergantung pada $T$). Hukum Pertama menyederhanakan menjadi $Q = W$.
Kedua proses ini berada di kutub yang berlawanan dalam hal bagaimana energi dikelola: Isotermal memaksimalkan kerja, sementara Isokorik memaksimalkan akumulasi energi internal.
Proses adiabatik ($Q = 0$) terjadi tanpa pertukaran kalor dengan lingkungan (sistem terisolasi termal). Hukum Pertama menyederhanakan menjadi $\Delta U = -W$.
Proses isokorik adalah proses yang melibatkan pertukaran kalor maksimum yang berfokus pada perubahan energi internal, sementara proses adiabatik adalah proses pertukaran kalor nol yang berfokus pada perubahan energi internal melalui usaha mekanik.
Penting untuk diakui bahwa konsep proses isokorik adalah model ideal. Dalam sistem nyata, mencapai volume yang benar-benar konstan adalah mustahil karena beberapa faktor:
Setiap wadah fisik terbuat dari material yang akan mengalami ekspansi termal (pemuaian) ketika suhunya meningkat. Ketika kalor ditambahkan ke sistem isokorik, suhu dinding wadah juga meningkat, menyebabkan volume wadah sedikit membesar. Meskipun perubahan ini mungkin sangat kecil, terutama untuk material kaku seperti baja, secara teknis $\Delta V$ tidak sama dengan nol.
Namun, dalam sebagian besar perhitungan teknik, jika rasio perubahan volume wadah terhadap volume sistem gas sangat kecil (misalnya, kurang dari 0.1%), proses tersebut dianggap sebagai proses isokorik yang efektif, dan asumsi $W=0$ tetap valid.
Dalam aplikasi seperti siklus Otto, proses pembakaran dianggap isokorik karena kecepatannya sangat tinggi (proses mendekati isokorik kuasi-statik). Pembakaran terjadi jauh lebih cepat daripada waktu yang dibutuhkan piston untuk bergerak secara signifikan. Jika proses pemanasan berlangsung sangat lambat, perbedaan tekanan antara bagian dalam dan luar wadah mungkin tidak cukup besar untuk mempertahankan batasan kaku, atau waktu yang lama memungkinkan lebih banyak ekspansi termal wadah.
Semua derivasi sederhana di atas mengasumsikan sistem gas ideal, di mana energi internal $U$ hanya bergantung pada suhu $T$. Untuk gas nyata (dijelaskan oleh Persamaan Van der Waals), energi internal juga memiliki ketergantungan lemah pada volume, karena adanya gaya intermolekul. Jika gas nyata mengalami proses isokorik, meskipun $W=0$, hubungan antara $Q$ dan $\Delta U$ tetap berlaku ($Q=\Delta U$), tetapi perhitungan $\Delta U$ itu sendiri menjadi lebih kompleks karena memerlukan koreksi terhadap volume.
Namun, keuntungan mendasar dari proses isokorik—yaitu penghapusan usaha P-V—tetap berlaku dan menjadikannya alat analisis yang kuat, terlepas dari apakah gasnya ideal atau nyata. Ini memungkinkan para peneliti untuk fokus secara eksklusif pada transfer energi termal.
Karena proses isokorik merupakan satu-satunya cara di mana kalor yang ditransfer sama persis dengan perubahan energi internal, nilai $C_v$ memegang peranan sentral. Eksplorasi mendalam mengenai $C_v$ mengungkapkan sifat mikroskopis sistem.
Dalam praktek, $C_v$ dapat diukur dalam dua cara:
Hubungan antara keduanya adalah $C_{v,m} = M c_v$, di mana $M$ adalah massa molar zat tersebut. Dalam analisis teknik yang melibatkan tangki besar bahan bakar atau fluida, penggunaan kapasitas kalor spesifik ($c_v$) lebih umum karena langsung berinteraksi dengan massa total sistem.
Ketika suhu sistem isokorik terus meningkat, energi yang masuk melalui kalor tidak hanya meningkatkan kecepatan translasi dan rotasi molekul (yang dihitung oleh $R/2$ per derajat kebebasan), tetapi juga mulai mengaktifkan mode vibrasi molekul.
Pada suhu rendah, derajat kebebasan vibrasi biasanya "membeku" (tidak aktif) karena energi yang tersedia tidak cukup untuk melewati celah kuantum vibrasi. Namun, saat suhu naik (seperti pada proses isokorik pemanasan intensif), mode vibrasi mulai aktif, menambahkan derajat kebebasan baru ($R/2$ untuk energi kinetik vibrasi dan $R/2$ untuk energi potensial vibrasi, total $R$ per mode vibrasi aktif).
Akibatnya, $C_v$ gas diatomic dan poliatomik tidak konstan, melainkan meningkat seiring peningkatan suhu. Fenomena ini menjelaskan mengapa gas nyata menjadi lebih 'lapar' energi (membutuhkan lebih banyak kalor) untuk mencapai kenaikan suhu yang sama pada suhu yang sangat tinggi, bahkan ketika volumenya dipertahankan konstan. Analisis perubahan $C_v$ sebagai fungsi suhu adalah jembatan antara termodinamika klasik dan mekanika kuantum.
Untuk mengilustrasikan pentingnya $Q=\Delta U$ dan $C_v$, pertimbangkan kasus Kalorimetri Bom. Dalam eksperimen ini, energi kalor yang dilepaskan oleh reaksi pembakaran ($Q_{reaksi}$) dihitung dari kenaikan suhu air dan komponen bom itu sendiri. Karena volume total sistem konstan, $Q_{reaksi}$ harus sama dengan $-\Delta U_{sistem}$.
Kalor yang diserap oleh sistem ($Q_{sistem}$) adalah:
Di mana $C_{bom}$ adalah kapasitas kalor total bom (yang harus ditentukan melalui kalibrasi). Karena energi harus seimbang (konservasi energi):
Karena proses ini isokorik, nilai yang dihitung, $\Delta U_{reaksi}$, merupakan perubahan energi internal yang sesungguhnya. Jika proses ini terjadi di udara terbuka (isobarik), sebagian energi akan hilang sebagai usaha ekspansi, dan kalor yang terukur ($Q_{p}$) akan berbeda dengan energi internal ($Q_{p} = \Delta H$, perubahan entalpi).
Dengan demikian, proses isokorik memungkinkan pengukuran langsung energi internal, menghindari komplikasi yang timbul dari usaha ekspansi, memberikan data termodinamika yang esensial untuk kimia fisika dan rekayasa.
Proses isokorik menduduki posisi yang unik dan kritis dalam kerangka termodinamika. Didefinisikan secara tegas oleh kondisi volume konstan ($\Delta V = 0$), proses ini secara fundamental menyederhanakan Hukum Pertama Termodinamika menjadi $Q = \Delta U$. Implikasi dari $W=0$ adalah seluruh transfer energi termal (kalor) didedikasikan secara eksklusif untuk mengubah energi internal sistem, yang pada dasarnya berarti mengubah suhu dan tekanan sistem tersebut.
Dari perspektif matematis, proses isokorik memberikan hubungan linear langsung antara tekanan dan suhu absolut ($\frac{P_1}{T_1} = \frac{P_2}{T_2}$), yang merupakan manifestasi praktis dari Hukum Charles. Secara grafis, ia diwakili oleh garis vertikal pada diagram $P-V$, menegaskan tidak adanya usaha. Secara eksperimental, proses ini menjadi landasan bagi teknik pengukuran yang sangat akurat seperti kalorimetri bom, memungkinkan pengukuran langsung perubahan energi internal ( $\Delta U$ ) dari reaksi kimia atau fisika.
Lebih jauh, analisis proses isokorik memungkinkan kita untuk mendefinisikan dan mengukur kapasitas kalor pada volume konstan ($C_v$), sebuah properti fundamental yang menghubungkan energi termal makroskopis dengan struktur dan gerakan mikroskopis molekul (derajat kebebasan). Meskipun dalam dunia nyata kondisi isokorik ideal mungkin sulit dicapai karena ekspansi termal dan faktor non-idealitas gas, model isokorik tetap menjadi pendekatan yang sangat efektif dan akurat dalam rekayasa termal dan analisis siklus daya, khususnya di mana batas sistem dianggap kaku dan proses pertukaran kalor terjadi dengan cepat.
Penguasaan proses isokorik adalah keharusan bagi siapa pun yang mempelajari termodinamika, karena ia berfungsi sebagai salah satu dari empat pilar utama yang menyusun siklus energi di alam semesta fisik dan rekayasa buatan manusia.