CHEMIA FIZYCZNA
to badanie i poznawanie:
• BUDOWY materii,
• PRZEMIAN jakim materia podlega ,
• ZJAWISK FIZYCZNYCH towarzyszących
przemianom.
CHEMIA FIZYCZNA
jest nauką o układach i przemianach CHEMICZNYCH
wykorzystującą teoretyczne i eksperymentalne
metody FIZYKI.
Dla opisu układów i zjawisk stosuje się dwie
wzajemnie uzupełniające się metody :
• makroskopową fenomenologiczną
(np. termodynamika)
• modelową cząsteczkową
(teoretyczne modele struktury materii)
Dr hab. inż. Magdalena Szadkowska – Nicze, prof. PŁ
Instytut Techniki Radiacyjnej PŁ
ul. Wróblewskiego 15 pok.125
Tel.631-31-73
LITERATURA
podstawowa:
1.
Pigoń K., Ruziewicz Z.: Chemia Fizyczna t.1 i 2, PWN, W-
wa 2007
2.
Atkins P.W.: Podstawy Chemii Fizycznej, PWN, W-wa 1999
3.
Atkins P.W.: Chemia Fizyczna, PWN, W-wa 2007
4.
Hawlicka E.: Laboratorium chemii fizycznej, PŁ, Łódź 2006
5.
Światła-Wójcik D.: Podstawy chemii fizycznej – zbiór
zadań z rozwiązaniami, PŁ, Łódź 2006
6.
Atkins P.W.: Zbiór zadań z rozwiązaniami, PWN, W-wa
2003
uzupełniająca:
1.
Whittaker A.G., Mount A.R., Heal M.R.: Krótkie wykłady.
Chemia fizyczna, PWN, W-wa 2006
2.
Atkins P.W.: Przewodnik po chemii fizycznej, PWN, W-wa
1997
3.
Sugier H.: Laboratorium chemii fizycznej, PŁ, Łódź, 1996.
Podstawowe definicje
UKŁAD
OTOCZENIE
UKŁAD –
przestrzeń, w której zachodzi rozważany proces
chemiczny, wraz ze znajdującymi się tam substancjami
OTOCZENIE -
wszystko to co nie należy do układu
Układ otwarty –
zachodzi wymiana energii i materii z
otoczeniem
E≠ const m≠const
Układ zamknięty –
może
wymieniać tylko energię z
otoczeniem, ilość substancji jest stała
E≠const m=const
Układ izolowany –
nie może
wymieniać ani materii ani energii z
otoczeniem
E=const m=const
E
m
Układ jednorodny,
homogeniczny
we wszystkich swoich punktach
ma jednakowe własności fizyczne i
chemiczne.
W układzie heterogenicznym
możemy
wyodrębnić jednorodne części układu ograniczone
powierzchnią podziału zwane
fazami.
Układy
mogą być
jedno
lub
wieloskładnikowe.
Składnik
to substancja, którą można wyodrębnić z
układu i może ona istnieć niezależnie poza układem.
Parametry stanu układu
- wielkości fizyczne określające jego stan:
• ekstensywne -
masa (m), objętość (V),
pojemność cieplna (C )
• intensywne –
temperatura (T), ciśnienie (p),
lepkość (η), gęstość (ρ), wielkości molowe, stężenie
(c).
Funkcja stanu układu
–
wielkość fizyczna, której wartość zależy wyłącznie od
stanu, w jakim układ aktualnie się znajduje, a nie od
drogi, dzięki której ten stan został osiągnięty
(np.energia).
Funkcja drogi przejścia
-
wielkość charakteryzująca proces przechodzenia
układu z jednego stanu do drugiego (np. praca, ciepło
)
Substancję w stanie gazowym możemy opisać
równaniem stanu gazu doskonałego pV = nRT
stała gazowa R=8.31J ⋅K
-1
mol
-1
TERMODYNAMIKA
to nauka o
transformacjach energii.
ENERGIA
to zdolność ciała do wykonywania
PRACY
Prawo zachowania energii:
Energia nie może być ani stworzona ani zniszczona
Rodzaje energii ciał:
Energia kinetyczna
- energia ruchu ciała
Energia potencjalna – energia wynikająca z położenia
ciała
V = m g h g = 9,81m/s
2
energia potencjalna naładowanego
ciała (q
1
)
w sąsiedztwie (r) innego naładowanego
ciała (q
2
)
∆E = ∆m∙c
2
-
zależność między masą i energią
2
2
mv
E
kin
r
q
q
V
0
2
1
4
Jednostką energii jest 1J (dżul) = 1N ∙m = 1 kg∙m
2
∙s
-2
0
= 8,85 ∙10
-12
C
2
∙J
-1
∙m
-1
przenikalność elektryczna próżni
ENERGIA UKŁADU =
En.kinetyczna +
En.potencjalna
+
ENERGIA
WEWNĘTRZNA
Energia wewnętrzna U
jest sumą całkowitej energii kinetycznej i potencjalnej
wszystkich cząsteczek, atomów, jonów tworzących układ.
Średnia energia kinetyczna pojedynczej cząsteczki
określona na podst. kinetyczno-molekularnego modelu gazu doskonałego
T
k
B
kin
2
3
Dla 1 mola cząsteczek średnia energia kinetyczna
RT
T
k
N
N
E
B
A
kin
A
kin
2
3
2
3
Temperatura jest miarą energii kinetycznej cząsteczek
W ujęciu molekularnym CIEPŁO jest formą przekazywania
energii, która polega na chaotycznym ruchu
cząsteczek. Ruch ten nazywamy ruchem termicznym.
Energia kinetyczna cząsteczek wynika z ich ruchu.
Rodzaje ruchów cząsteczek:
- TRANSLACYJNE
związane z ruchem postępowym cząsteczki ( 3 stopnie
swobody)
- ROTACYJNE
związane z ruchem obrotowym atomów w cząsteczkach
wieloatomowych
( 3 stopnie swobody)
- OSCYLACYJNE
wynikające z drgań atomów ( oscylacji) względem ich położeń
równowagi w cząsteczkach wieloatomowych
( liczba stopni swobody:
3n-5 dla cząsteczek liniowych np.
CO
2
;
3n-6 dla cząsteczek nieliniowych
np. H
2
O)
Drgania rozciągające (walencyjne) ≡ zmiana dł. wiązań
Drgania deformacyjne ≡ zmiana kątów miedzy wiązaniami
Temperatura wpływa na szybkość ruchów cząsteczek
Energia pojedynczej
cząsteczki ε
zmienia się skokowo, jest skwantowana czyli
ograniczona do pewnych wartości zwanych
poziomami energetycznymi.
ε
0
ε
i
ε
1
ε
2
Prawo rozkładu Boltzmanna
określa stosunek liczby cząsteczek (n
i
)
znajdujących się w stanie o energii ε
i
do
liczby cząsteczek (n
0
) znajdujących się w
stanie o energii ε
0
T
k
i
B
i
e
n
n
0
Δε
i
Δε
i
= ε
i
– ε
0
T-temperatura
k
B
=1,35805·10
-23
J/K
stała Boltzmanna
dla 1mola cząsteczek
(tzn.6,0225·10
23
)
RT
E
i
i
i
e
g
g
N
N
0
0
ΔE
i
- różnica między energią mola cząst.
na i-tym poziomie energet. a energią mola
cząst. na najniższym poziomie energet.
g-degeneracja poziomu energ.
R=k
B
N
A
– stała gazowa (8,31 J/mol·K)
Na tym samym poziomie energetycznym mogą się
znajdować cząsteczki w różnych stanach ( np.
rotujące w różnych płaszczyznach).
Lliczba stanów w jakich mogą się znajdować cząsteczki
znajdujące się na tym samym poziomie
energetycznym określa stopień degeneracji
poziomu energetycznego.
Im wyższa temperatura tym więcej cząsteczek znajduje się
na wyższym poziomie energetycznym.
Energia wewnętrzna U
( suma energii wszystkich
cząsteczek)
jest wielkością ekstensywną
zależy od temperatury T↗ U↗
ENERGIA WEWNĘTRZNA U
funkcja stanu
układu
1. ΔU=U
K
– U
P
jest niezależna
od drogi przemiany, zależy
jedynie od stanu
początkowego i końcowego
układu.
2. ΔU w cyklu
zamkniętym( takim, który
wraca do stanu
początkowego) jest równa
zeru. Jeśli całka
krzywoliniowa po drodze
zamkniętej ∮ dU=0, tzn. dU
jest różniczką zupełną
Jeśli U = f (p,T)
dp
p
U
dT
T
U
dU
T
p
T
p
U
p
T
U
T
p
dV
V
U
dT
T
U
dU
T
v
V
T
U
Pochodna cząstkowa
to nachylenie krzywej opisującej
zależność zmiany en.wew. U od
temperatury przy wybranej
objętości.
3. Drugie pochodne cząstkowe funkcji stanu
są sobie równe
Jeśli U = f (V,T)
I ZASADA
TERMODYNAMIKI
W układzie izolowanym wszystkie procesy
przebiegają tak, aby energia wewnętrzna U
układu pozostała stała
U=const. ΔU =0 dU=0
W układzie zamkniętym zmiana energii wewnętrznej
(ΔU ) jest równa sumie energii dostarczonej do układu
lub odprowadzonej z układu pod jakąkolwiek postacią.
Wymiana energii pomiędzy układem zamkniętym a
otoczeniem może przebiegać w wyniku przepływu CIEPŁA
(q) lub poprzez wykonanie PRACY (w).
Konwencja znaków
q > 0 gdy układ pobiera ciepło (proces endotermiczny)
q < 0 gdy układ oddaje ciepło (proces egzotermiczny
w > 0 gdy praca jest wykonywana na układzie
w < 0 gdy układ wykonuje pracę
∆U = q +
w
dU = đq + đw
dU = q
el
+ w
el
CIEPŁEM nazywamy przeniesienie ENERGII następujące
w wyniku istnienia różnicy temperatur UKŁADU i
OTOCZENIA
PRACĄ nazywamy przeniesienie ENERGII w taki sposób, że
może być ona użyta do podniesienia w OTOCZENIU ciężaru
na pewną wysokość
Ciepło i praca nie są f-cjami stanu, đq i
đw nie są różniczkami zupełnymi
układ
q>0
q<0
w<0
w>0
Zależność energii wewnętrznej U gazu doskona łego
od p, V, T
Doświadczenie Joule’a 1843r
Wyniki doświadczenia: T=const ⇒ q=0,
gaz rozprężał się do próżni ⇒ w=0
I zasada termodynamiki: ∆U = q + w
= 0
U= const
U = f
(T,V)
0
dV
V
U
dT
T
U
dU
T
v
dV
V
U
dT
T
U
T
v
0
U
dV
dT
0
V
T
U
T
U
V
U
dV
dT
0
T
V
U
En. wew. U gazu doskonałego
nie zależy od objętości układu.
T
T
T
T
T
p
V
V
U
dV
dV
p
U
p
U
0
T
p
U
En. wew. U gazu doskonałego
nie zależy od ciśnienia.
Energia wewnętrzna
gazu doskonałego zależy jedynie od temperatury
U = f (T)
0
ENTALPIA (H)
jest funkcją termodynamiczną zdefiniowaną zależnością:
H = U + pV
H jest funkcją stanu
H= f(p,T,V)
dp
p
H
dT
T
T
p
H
dH
Zależność entalpii H gazu doskonałego od p, V, T
T
T
T
dp
pV
d
dp
dU
dp
dH
)
(
0
0
bo pV= RT dla 1 mola,
gdy T=const ⇒ pV=const
0
T
dp
dH
Entalpia gazu doskonałego nie zależy od ciśnienia
T
T
T
T
T
dV
dp
dp
dH
dp
dp
dV
dH
dV
dH
0
0
T
dV
dH
Entalpia gazu doskonałego nie zależy od objętości
Entalpia gazu doskonałego zależy jedynie od temperatury
H = f (T)
∆ U zmiana energii wewnętrznej w procesie
izochorycznym V=const
dU = đq + đw
I zasada termodynamiki
V=const ⇒ đw = 0, nie ma pracy objętościowej
dU = đq
V
W procesie izochorycznym zmiana energii wewnętrznej ∆U
jest równa ciepłu (q
V
) pochłoniętemu lub wydzielonemu w
tym procesie
∆ U zmiana energii wewnętrznej w procesie
izobarycznym p=const
dU = đq + đw
p=const đw = - pdV praca objętościowa przeciwko stałemu ciśnieniu
dU = đq –
pdV
dU + pdV =
đq
dH= đq
p
H = U + pV
dH = dU + d(pV)
dH = dU + pdV+Vdp
p=const dp = 0
dH = dU + pdV
I zasada termodynamiki
Ciepło (q
p
) wydzielane lub pochłaniane w procesach
izobarycznch
jest równe zmianie entalpii układu.
Sens fizyczny
entalpii H
≡ ciepło procesów izobarycznych
CIEPŁO wydzielane lub pobierane w procesach izochorycznych
jest równe zmianie energii wewnętrznej układu.
W procesie izobarycznym zmiana entalpii ∆H jest równa
ciepłu (q
p
) pochłoniętemu lub wydzielonemu w tym procesie
Pojemność cieplna
układu C
Ilość ciepła, którą należy dostarczyć do układu, aby go ogrzać o 1
0
.
deg
J
dT
dq
C
wielkość ekstensywna
wielkości intensywne:
pojemność cieplna molowa ≡ ciepło molowe c
m
= C/n [ J mol
-1
K
-1
]
pojemność cieplna właściwa ≡ ciepło właściwe c = C/m [J g
-1
K
-1
]
Układ możemy ogrzewać w warunkach
:
V=const lub p=const
đq=dU
đq=d
H
V
V
T
U
C
p
p
T
H
C
V
m
V
m
T
U
C
,
p
m
p
m
T
H
C
,
Ciepła molowe zależą od temperatury: c
m,V
= f(T);
c
m,p,
= f(T)
Ich zależności temperaturowe wyznaczamy doświadczalnie:
c
P
(lodu) = 2,095 + 0,1257 T [J mol
-1
K
-1
]
c
P
(wody) = 75,15 J mol
-1
K
-1
c
P
(pary) = 30,403 + 9,64 x 10
-3
+ 11,68 x 10
-7
T
2
[J mol
-1
K
-1
]
dT
c
H
T
T
p
m
m
2
1
,
dU = c
V
dT
dH = c
p
dT
dT
c
U
T
T
V
m
m
2
1
,
Zależność między c
p
i c
V
dla 1 mola gazu, gdy c
p
i c
V
są stałe w zakresie temperatur T
1
- T
2
.
V
p
V
p
T
U
T
H
c
c
p
p
p
T
V
p
T
U
T
H
( H=U+pV, p=const
)
U=f(V,T)
dV
V
U
dT
T
U
dU
T
V
‖ : dT,
p=const
p
T
V
p
T
V
V
U
T
U
T
U
V
V
p
T
V
V
p
T
U
T
V
p
T
V
V
U
T
U
c
c
T
p
V
p
V
U
p
T
V
c
c
Dla gazów rzeczywistych
w
T
p
V
U
charakteryzuje
oddziaływania pomiędzy
cząsteczkami w danej fazie
Dla gazów doskonałych
0
T
V
U
p
R
T
V
p
( dośw. Joule’a )
bo
p
RT
V
c
p
- c
V
=
R
H=U+pV
dT
RdT
dT
dU
dT
dH
V
p
c
p
= c
V
+ R
Zależności między c
P
i c
V
W doświadczeniach nie jest obojętne, które ciepło oznaczamy c
V
czy c
p
:
dla cieczy i ciał stałych łatwiej wyznacza się c
p
,dla gazów c
V
.
Dla ciał stałych ciepła molowe można obliczyć na podst.
mechaniki kwantowej:
gaz
c
p
c
V
c
p
-c
V
He
21,00
12,61
8,39
Ar
21,24
12,49
8,75
H
2
28,79
20,44
8,35
O
2
29,29
20,70
8,59
c
p
- c
V
= R (gaz doskonały)
CIECZE i CIAŁA STAŁE
c
v
≅ c
p
Wg Dulonga i Petita (1819r )
c
p
pierwiastków stałych ~ 26,5
J/gratom K
2
2
,
1
3
T
k
h
T
k
h
B
V
p
B
B
e
e
T
k
h
R
c
Zależność Einsteina
(1907r)
- częstotliwość drgań
oscylacyjnych
GAZ
Y
Ciepła molowe gazów w temp. pokojowej w [ J K
–1
mol
-1
]
c
p
/ c
V
dla gazów doskonałych
Energia kinetyczna przypadająca na 1 stopień
swobody ruchu 1 mola cząsteczek gazu doskonałego
E
kin
=1/2RT
Gazy jednoatomowe (Ar, He)
3 st. swobody ruchu translacyjnego E
kin
=3/2RT
U≅ E
kin
R
dT
RT
d
dT
dU
c
V
V
V
2
3
2
3
c
p
= c
V
+R = 3/2R + R = 5/2R
c
p
/ c
V
=
5/2R : 3/2R = 5/3
=
1,66
Gazy dwuatomowe (H
2
,O
2
, N
2
)
układ linowy:
ruchy translacyjne 3/2 RT + ruchy rotacyjne RT
E
kin
=5/2 RT
c
v
=5/2R, c
p
=7/2R c
p
/ c
V
= 7/5 =
1,4
Gazy wieloatomowe ( CO
2
,SO
3
)
układ liniowy c
p
/ c
V
= 7/5 = 1,4
układ nieliniowy:
ruchy translacyjne 3/2 RT + ruchy rotacyjne 3/2 RT
(udział ruchów oscylacyjnych jest istotny w wysokich temp. ~1000
0
C)
E
kin
= 3 RT
c
v
= 3 R, c
p
= 4 R;
c
p
/ c
V
=
4/3
=
1,33
PRACA objętościowa
(w)
A
p
z
h
praca = droga x siła oporu
w = h · mg
= h ·(p
z
· A)
= p
z
·(h ·A)
w = p
z
·ΔV
Praca objętościowa (w) jest pracą związaną ze
zmianą objętości ∆V układu przeciwko ciśnieniu
zewnętrznemu p
z
Jeśli gaz rozpręża się do próżni to nie wykonuje pracy,
bo nie ma siły oporu.
Praca rozprężania jest wykonywana przez układ
(rozprężający się gaz) i w przyjętej konwencji znaków
jest ujemna dlatego w matematycznym wyrażeniu
należy wstawić znak „-”.
đw = - p
z
·dV
dV
p
w
V
V
z
2
1
1J = 1N x m
= 1 kg m
2
s
-2
1J = 1Pa x m
3
Praca jest funkcją drogi – zależy od sposobu
przeprowadzenia procesu
w = - p
z
·ΔV
đw = - p
z
·dV
dV
p
w
V
V
z
2
1
1. Gaz rozpręża się przeciwko stałemu zewnętrznemu
ciśnieniu
gdy p
z
=const i p
z
< p
w
w = - p
z
(V
2
– V
1
)
Proces nieodwracalny, (nie można go zawrócić po tej
samej drodze) szybki samorzutny
2. Gaz rozpręża się w nieskończenie wielu stadiach
przeciwko ciśnieniu mniejszemu o nieskończenie małą
wielkość dp.
p
z
≠ const , p= p
w
+ dp
zachodzi pod wpływem nieskończenie małej siły
napędowej
może być w dowolnym momencie zatrzymany
może przebiegać w kierunku przeciwnym pod
wpływem bardzo małej siły napędowej skierowanej
przeciwnie
2
1
V
V
pdV
w
PROCES ODWRACALNY
PRACA zależy od sposobu przeprowadzenia
procesu
Sposoby rozprężania gazu:
Praca ekspansji gazu w izotermicznym procesie
odwracalnym
Wartość pracy w ODWRACALNYM PROCESIE
izotermicznego rozprężania gazu jest MAKSYMALNĄ
ilością PRACY jaką może wykonać układ.
PROCES ODWRACALNY jest bardzo powolny, przebiega w
nieskończenie długim czasie.
1
2
2
1
1
2
ln
ln
ln
2
1
2
1
2
1
p
p
nRT
V
V
nRT
V
V
nRT
V
dV
nRT
V
dV
nRT
pdV
w
V
V
V
V
V
V
W procesie nieodwracalnym
samorzutnym
w = - p
z
(V
2
-V
1
)
V
nRT
p
Proces adiabatyczny đq = 0
dU = đq + đw I zasada termodynamiki
dU = đw
Praca objętościowa
w odwracalnym
procesie
V
dV
nRT
pdV
dw
V
dV
nRT
dU
dU = n c
V
dT
V
dV
RT
dT
c
V
2
1
2
1
V
V
T
T
V
V
dV
R
T
dT
c
1
2
1
2
ln
ln
V
V
T
T
R
c
V
2
1
1
2
V
V
T
T
R
c
V
R
pV
T
2
1
1
1
2
2
V
V
V
p
V
p
R
c
V
V
c
R
V
V
V
p
V
p
2
1
1
1
2
2
1
V
V
p
V
c
c
c
c
R
V
p
c
c
1
2
1
1
1
2
2
V
V
V
p
V
p
const
pV
V
p
V
p
V
V
p
V
V
p
1
1
2
2
1
1
1
1
1
2
2
2
Układ nie wymienia ciepła z otoczeniem
Przemiana adiabatyczna
đq = 0
V
p
c
c
const
pV
= 1 pV = const
Proces izotermiczny
const
nR
T
p
p
p
nRT
p
const
p
T
const
p
T
1
1
const
pV
Adiabatyczne rozprężanie gazu q=0
W sposób odwracalny:
dU = -pdV I zasada termodynamiki
V
dV
nRT
dT
nc
V
1
2
1
2
ln
ln
V
V
T
T
R
c
V
2
1
1
2
V
V
T
T
R
c
V
V
p
C
C
V
V
T
T
1
2
1
1
2
V
nRT
p
W sposób nieodwracalny
przeciwko stałemu zewnętrznemu ciśnieniu: p = p
z
=
const.
1
1
2
2
1
2
1
2
1
2
)
(
)
(
)
(
2
1
2
1
p
nRT
p
nRT
p
T
T
nc
V
V
p
T
T
nc
dV
p
dT
nc
dV
p
dT
nc
z
V
z
V
V
V
z
T
T
V
z
V
p
z
= p
2
R
c
p
p
R
c
T
T
p
p
RT
T
c
RT
T
c
V
z
V
z
V
V
1
1
2
1
1
1
2
2
Temperatura końcowa gazu po
adiabatycznym rozprężaniu
przeciwko stałemu ciśnieniu zależy
od rodzaju gazu.
I zasada termodynamiki w przemianach gazu
doskonałego
dU = đq + đw
Proces izochoryczny, V = const.
dV = 0
dU = đq – pdV
dU = đq
c
V
dT = đq
Jeżeli c
V
=const w zakresie temp. T
1
- T
2
to
∆ U = q
V
= nc
V
(T
2
– T
1
) a
w = 0
Proces izobaryczny, p = const
, dp = 0
dU = đq – pdV
đq = dU + pdV = dH = c
p
dT
Jeżeli c
P
=const w zakresie temp. T
1
- T
2
to
∆U = q
p
- p∆V,
q
p
= ∆H = n c
p
( T
2
– T
1
) a w = p ( V
2
– V
1
)
dU = nc
V
dT, dH = nc
p
dT, c
p
– c
V
= R
dH = dU + d(pV) dU = dH – nRdT
const
T
p
const
T
V
I zasada termodynamiki w przemianach gazu
doskonałego
Proces izotermiczny
,
T = const
, dT = 0 pV = const
dU = đq – pdV = 0, dH =0
đq = pdV
q = w = n RT ln (V
2
/ V
1
) = n RT ln ( p
1
/ p
2
)
.
Proces adiabatyczny, đq = 0
pV
= const, = c
p
/c
V
dU = đq – pdV
dU = - pdV
n c
V
dT = - pdV
Jeżeli c
V
=const w zakresie temp. T
1
- T
2
to
∆ U = n c
V
(T
2
– T
1
)
w = - n c
V
(T
2
– T
1
) =( n c
V
/ nR ) • (p
1
V
1
–p
2
V
2
) =
= 1 / ( - 1) • (p
1
V
1
– p
2
V
2
)
STAN GAZOWY
Parametry stanu:
ilość substancji - masa(m) – [kg, g]; liczba moli (n = m/M
cz
)]
objętość (V) – [m
3
, dm
3
=l(litr), cm
3
=ml]
określa przestrzeń zajmowaną przez
substancję
temperatura (T)- [skala Celsjusza-
0
C, skala Kelvina K,
T[K] = θ[
0
C] + 273,15]
określa kierunek przepływu energii w
postaci ciepła
ciśnienie (p)- [Pa (paskal) 1Pa = 1N/m
2
]
siła przypadająca na jednostkę powierzchni,
na którą
działa
nazwa
symbo
l
wartość
Paskal
1Pa
1Nm
-2
, 1kg m
-1
s
-2
Bar
1bar
10
5
Pa
Atmosfera
1atm
1,01325 x 10
5
Pa
Tor
mm
sł.rtęci
1Tr
1mmH
g
(101325/760)Pa=133,32
Pa
133,322 Pa
Jednostki ciśnienia
GAZ DOSKONAŁY
to hipotetyczny gaz, którego cząsteczki:
zachowują się jak jednorodne doskonale sprężyste
kule
ich objętość własna jest pomijalnie mała w
stosunku do objętości gazu
znajdują się w nieustannym przypadkowym ruchu
nie oddziałują na siebie poza zderzeniami
GAZ DOSKONAŁY
V
nRT
p
Document Outline