Relation entre la pression, la température, le volume et le nombre de moles de gaz (la "masse" de gaz). Constante de gaz universelle (molaire) R
Relation entre la pression, la température, le volume et le nombre de moles de gaz (la "masse" de gaz). Constante universelle (molaire) des gaz R. Équation de Klaiperon-Mendeleïev = équation d'état des gaz parfaits.
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Limites d'applicabilité pratique :
Dans la plage, la précision de l'équation est supérieure à celle des instruments d'ingénierie modernes conventionnels. Il est important que l'ingénieur comprenne que tous les gaz peuvent subir une dissociation ou une décomposition importante à mesure que la température augmente. |
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Résolvons quelques problèmes de volume de gaz et de débit massique en supposant que la composition du gaz ne change pas (le gaz ne se dissocie pas) - ce qui est vrai pour la plupart des gaz ci-dessus.
Ce problème concerne principalement, mais pas uniquement, les applications et les dispositifs dans lesquels le volume de gaz est directement mesuré.
V 1 Et V2, à des températures, respectivement, T1 Et T2 Laisser aller T1< T2. On sait alors que :
Naturellement, V 1< V2
- les indicateurs d'un compteur volumétrique de gaz sont d'autant plus "lourds" que la température est basse
- fourniture rentable de gaz "chaud"
- rentable d'acheter du gaz "froid"
Comment y faire face? Au moins une simple compensation de température est nécessaire, c'est-à-dire que les informations d'un capteur de température supplémentaire doivent être introduites dans le dispositif de comptage.
Ce problème concerne principalement, mais pas uniquement, les applications et les dispositifs dans lesquels la vitesse du gaz est directement mesurée.
Soit le compteur () au point de livraison donne le volume des coûts cumulés V 1 Et V2, à des pressions, respectivement, P1 Et P2 Laisser aller P1< P2. On sait alors que :
Naturellement, V 1>V2 pour des quantités égales de gaz dans des conditions données. Essayons de formuler quelques conclusions pratiques pour ce cas :
- les indicateurs du compteur volumétrique de gaz sont d'autant plus "lourds" que la pression est élevée
- approvisionnement rentable en gaz basse pression
- rentable d'acheter du gaz à haute pression
Comment y faire face? Au moins une simple compensation de pression est requise, c'est-à-dire que des informations provenant d'un capteur de pression supplémentaire doivent être fournies au dispositif de comptage.
En conclusion, je voudrais noter que, théoriquement, chaque compteur de gaz devrait avoir à la fois une compensation de température et une compensation de pression. Pratiquement....
Les propriétés physiques des gaz et les lois de l'état gazeux sont basées sur la théorie cinétique moléculaire des gaz. La plupart des lois de l'état gazeux ont été dérivées pour un gaz parfait, dont les forces moléculaires sont égales à zéro, et le volume des molécules elles-mêmes est infinitésimal par rapport au volume de l'espace intermoléculaire.
Les molécules des gaz réels, en plus de l'énergie du mouvement rectiligne, ont l'énergie de rotation et de vibration. Ils occupent un certain volume, c'est-à-dire qu'ils ont une taille finie. Les lois des gaz réels sont quelque peu différentes des lois des gaz parfaits. Cet écart est d'autant plus grand que la pression des gaz est élevée et que leur température est basse, il est pris en compte en introduisant un facteur de correction de compressibilité dans les équations correspondantes.
Lors du transport de gaz à travers des pipelines sous haute pression, le facteur de compressibilité est d'une grande importance.
À des pressions de gaz dans les réseaux de gaz allant jusqu'à 1 MPa, les lois de l'état du gaz pour un gaz parfait reflètent assez fidèlement les propriétés du gaz naturel. À des pressions plus élevées ou à des températures basses, des équations sont utilisées qui prennent en compte le volume occupé par les molécules et les forces d'interaction entre elles, ou des facteurs de correction sont introduits dans les équations pour un gaz parfait - facteurs de compressibilité du gaz.
Loi de Boyle - Mariotte.
De nombreuses expériences ont établi que si vous prenez une certaine quantité de gaz et que vous la soumettez à différentes pressions, le volume de ce gaz changera en sens inverse de la pression. Cette relation entre la pression et le volume d'un gaz à température constante s'exprime par la formule suivante :
p 1 / p 2 \u003d V 2 / V 1, ou V 2 \u003d p 1 V 1 / p 2,
où p1 Et V 1- pression absolue initiale et volume de gaz ; p2 Et V 2 - pression et volume de gaz après le changement.
A partir de cette formule, vous pouvez obtenir l'expression mathématique suivante :
V 2 p 2 = V 1 p 1 = const.
C'est-à-dire que le produit de la valeur du volume de gaz par la valeur de la pression de gaz correspondant à ce volume sera une valeur constante à une température constante. Cette loi a une application pratique dans l'industrie du gaz. Il permet de déterminer le volume d'un gaz lorsque sa pression change et la pression d'un gaz lorsque son volume change, à condition que la température du gaz reste constante. Plus le volume d'un gaz augmente à température constante, plus sa densité diminue.
La relation entre le volume et la densité est exprimée par la formule :
V 1/V2 = ρ 2 /ρ 1 ,
où V 1 Et V2- les volumes occupés par le gaz ; ρ 1 Et ρ 2 sont les densités de gaz correspondant à ces volumes.
Si le rapport des volumes de gaz est remplacé par le rapport de leurs densités, alors nous pouvons obtenir :
ρ 2 /ρ 1 = p 2 /p 1 ou ρ 2 = p 2 ρ 1 /p 1.
On peut en conclure qu'à la même température, les densités de gaz sont directement proportionnelles aux pressions sous lesquelles se trouvent ces gaz, c'est-à-dire que la densité d'un gaz (à température constante) sera d'autant plus grande que sa pression sera élevée .
Exemple. Le volume de gaz à une pression de 760 mm Hg. Art. et une température de 0°C soit 300 m 3. Quel volume ce gaz occupera-t-il à une pression de 1520 mm Hg. Art. et à la même température ?
760 mmHg Art. = 101329 Pa = 101,3 kPa ;
1520 mmHg Art. = 202658 Pa = 202,6 kPa.
Substitution de valeurs données V, page 1, page 2 dans la formule, on obtient, m 3 :
V2= 101, 3-300/202,6 = 150.
Loi de Gay-Lussac.
À pression constante, à température croissante, le volume de gaz augmente et à température décroissante, il diminue, c'est-à-dire qu'à pression constante, les volumes d'une même quantité de gaz sont directement proportionnels à leurs températures absolues. Mathématiquement, cette relation entre le volume et la température d'un gaz à pression constante s'écrit comme suit :
V 2 / V 1 \u003d T 2 / T 1
où V est le volume de gaz ; T est la température absolue.
Il découle de la formule que si un certain volume de gaz est chauffé à pression constante, il changera autant de fois que sa température absolue changera.
Il a été établi que lorsqu'un gaz est chauffé de 1 °C à pression constante, son volume augmente d'une valeur constante égale à 1/273,2 du volume initial. Cette valeur est appelée coefficient de dilatation thermique et est notée p. Dans cette optique, la loi de Gay-Lussac peut être formulée comme suit : le volume d'une masse donnée de gaz à pression constante est une fonction linéaire de la température :
V t = V 0 (1 + βt ou V t = V 0 T/273.
loi de Charles.
A volume constant, la pression absolue d'une quantité constante de gaz est directement proportionnelle à ses températures absolues. La loi de Charles s'exprime par la formule suivante :
p 2 / p 1 \u003d T 2 / T 1 ou p 2 \u003d p 1 T 2 / T 1
où page 1 Et page 2- les pressions absolues ; T1 Et T 2 sont les températures absolues du gaz.
De la formule, nous pouvons conclure qu'à volume constant, la pression d'un gaz pendant le chauffage augmente autant de fois que sa température absolue augmente.
Assurons-nous que les molécules de gaz sont vraiment situées assez loin les unes des autres, et donc que les gaz sont bien compressibles Prenons une seringue et plaçons son piston approximativement au milieu du cylindre. Nous connectons le trou de la seringue avec un tube dont la deuxième extrémité est bien fermée. Ainsi, de l'air sera emprisonné dans le corps de la seringue sous le piston et dans le tube.Un peu d'air sera emprisonné dans le corps sous le piston. Mettons maintenant une charge sur le piston mobile de la seringue. Il est facile de remarquer que le piston va baisser un peu. Cela signifie que le volume d'air a diminué, c'est-à-dire que les gaz se compriment facilement. Ainsi, il existe des espaces suffisamment grands entre les molécules de gaz. Placer un poids sur le piston fait diminuer le volume de gaz. D'autre part, après le réglage du poids, le piston, après avoir légèrement baissé, s'arrête dans la nouvelle position d'équilibre. Cela signifie que force de la pression d'air sur le piston augmente et équilibre à nouveau le poids accru du piston avec la charge. Et puisque la zone du piston reste inchangée, nous arrivons à une conclusion importante.
Lorsque le volume d'un gaz diminue, sa pression augmente.
Rappelons-nous en même temps que la masse du gaz et sa température pendant l'expérience sont restées inchangées. La dépendance de la pression sur le volume peut être expliquée comme suit. Lorsque le volume d'un gaz augmente, la distance entre ses molécules augmente. Chaque molécule doit maintenant parcourir une plus grande distance d'un impact avec la paroi du vaisseau à l'autre. La vitesse moyenne des molécules reste inchangée, par conséquent, les molécules de gaz frappent moins souvent les parois du récipient, ce qui entraîne une diminution de la pression du gaz. À l'inverse, lorsque le volume de gaz diminue, ses molécules frappent plus souvent les parois du récipient et la pression du gaz augmente. Lorsque le volume d'un gaz diminue, la distance entre ses molécules diminue.
Dépendance de la pression du gaz sur la température
Dans les expériences précédentes, la température du gaz est restée inchangée et nous avons étudié le changement de pression dû à un changement de volume de gaz. Considérons maintenant le cas où le volume du gaz reste constant et la température du gaz change. La masse reste également inchangée. Vous pouvez créer de telles conditions en plaçant une certaine quantité de gaz dans un cylindre avec un piston et en fixant le piston
La variation de température d'une masse donnée de gaz à volume constant
Plus la température est élevée, plus les molécules de gaz se déplacent rapidement.
Donc,
Premièrement, l'impact des molécules sur les parois du vaisseau se produit plus souvent;
Deuxièmement, la force d'impact moyenne de chaque molécule sur la paroi devient plus grande. Cela nous amène à une autre conclusion importante. Lorsque la température d'un gaz augmente, sa pression augmente. Rappelons que cette affirmation est vraie si la masse et le volume du gaz restent inchangés lors du changement de sa température.
Stockage et transport de gaz.
La dépendance de la pression du gaz au volume et à la température est souvent utilisée dans l'ingénierie et dans la vie quotidienne. S'il est nécessaire de transporter une quantité importante de gaz d'un endroit à un autre, ou lorsque les gaz doivent être stockés pendant une longue période, ils sont placés dans des récipients spéciaux en métal résistant. Ces récipients résistent à des pressions élevées. Par conséquent, à l'aide de pompes spéciales, des masses importantes de gaz peuvent y être pompées, ce qui, dans des conditions normales, occuperait des centaines de fois plus de volume. Étant donné que la pression des gaz dans les bouteilles est très élevée, même à température ambiante, elles ne doivent jamais être chauffées ou tentées de les percer de quelque manière que ce soit, même après utilisation.
Lois des gaz de la physique.
La physique du monde réel dans les calculs est souvent réduite à des modèles quelque peu simplifiés. Cette approche est plus applicable à la description du comportement des gaz. Les règles établies expérimentalement ont été réduites par divers chercheurs aux lois de la physique des gaz et ont servi à l'émergence du concept d'« isoprocessus ». C'est un tel passage de l'expérience, dans lequel un paramètre conserve une valeur constante. Les lois de la physique des gaz fonctionnent avec les principaux paramètres d'un gaz, plus précisément son état physique. Température, volume et pression. Tous les processus liés à un changement d'un ou plusieurs paramètres sont appelés thermodynamiques. Le concept de processus isostatique se réduit à l'affirmation que lors de tout changement d'état, l'un des paramètres reste inchangé. C'est le comportement du soi-disant "gaz parfait", qui, avec quelques réserves, peut être appliqué à la matière réelle. Comme indiqué ci-dessus, la réalité est un peu plus compliquée. Cependant, avec une grande certitude, le comportement d'un gaz à température constante est caractérisé à l'aide de la loi de Boyle-Mariotte, qui énonce :
Le produit du volume et de la pression du gaz est une valeur constante. Cette affirmation est considérée comme vraie si la température ne change pas.
Ce processus est appelé isotherme. Dans ce cas, deux des trois paramètres étudiés changent. Physiquement, tout semble simple. Pressez le ballon gonflé. La température peut être considérée comme inchangée. Et par conséquent, la pression à l'intérieur de la balle augmentera avec une diminution de volume. La valeur du produit des deux paramètres restera inchangée. Connaissant la valeur initiale d'au moins l'un d'entre eux, vous pouvez facilement connaître les indicateurs du second. Une autre règle dans la liste des "lois des gaz de la physique" est la variation du volume d'un gaz et de sa température à la même pression. C'est ce qu'on appelle le "processus isobare" et est décrit à l'aide de la loi de Gay-Lusac. Le rapport du volume et de la température du gaz est inchangé. Ceci est vrai sous la condition d'une valeur constante de pression dans une masse de matière donnée. Physiquement aussi, tout est simple. Si vous avez déjà chargé un briquet à gaz ou utilisé un extincteur au dioxyde de carbone, vous avez vu l'effet de cette loi "en direct". Le gaz s'échappant d'une cartouche ou d'une cloche d'extincteur se dilate rapidement. Sa température chute. Vous pouvez geler votre peau. Dans le cas d'un extincteur, des flocons entiers de neige carbonique se forment lorsque le gaz, sous l'influence d'une basse température, se transforme rapidement en un état solide à partir d'un état gazeux. Grâce à la loi de Gay-Lusac, on peut facilement connaître la température d'un gaz, connaissant son volume à un instant donné. Les lois de la physique des gaz décrivent également le comportement dans la condition d'un volume occupé constant. Un tel processus est appelé isochore et est décrit par la loi de Charles, qui stipule : Avec un volume constant occupé, le rapport de la pression à la température du gaz reste inchangé à tout moment. En réalité, tout le monde connaît la règle : on ne peut pas chauffer les désodorisants et autres récipients contenant du gaz sous pression. L'affaire se termine par une explosion. Ce qui se passe est exactement ce que décrit la loi de Charles. La température monte. Dans le même temps, la pression augmente tant que le volume ne change pas. Il y a une destruction du cylindre au moment où les indicateurs dépassent l'autorisé. Ainsi, connaissant le volume occupé et l'un des paramètres, vous pouvez facilement régler la valeur de la seconde. Bien que les lois de la physique des gaz décrivent le comportement d'un modèle idéal, elles peuvent être facilement appliquées pour prédire le comportement du gaz dans des systèmes réels. Surtout dans la vie de tous les jours, les isoprocessus peuvent facilement expliquer le fonctionnement d'un réfrigérateur, pourquoi un flux d'air froid s'échappe d'une boîte de désodorisant, ce qui fait éclater une chambre ou une boule, comment fonctionne un arroseur, etc.
Fondamentaux de MKT.
Théorie moléculaire-cinétique de la matière- façon d'expliquer phénomènes thermiques, qui relie le cours des phénomènes et processus thermiques aux caractéristiques de la structure interne de la matière et étudie les causes qui déterminent le mouvement thermique. Cette théorie n'a été reconnue qu'au XXe siècle, bien qu'elle provienne de l'ancienne théorie atomique grecque de la structure de la matière.
explique les phénomènes thermiques par les caractéristiques du mouvement et de l'interaction des microparticules de matière
Il est basé sur les lois de la mécanique classique de I. Newton, qui permettent de dériver l'équation du mouvement des microparticules. Néanmoins, en raison de leur grand nombre (il y a environ 10 23 molécules dans 1 cm 3 d'une substance), il est impossible de décrire de manière unique le mouvement de chaque molécule ou atome à chaque seconde en utilisant les lois de la mécanique classique. Par conséquent, pour construire une théorie moderne de la chaleur, des méthodes de statistiques mathématiques sont utilisées, qui expliquent le déroulement des phénomènes thermiques sur la base des lois de comportement d'un nombre important de microparticules.
Théorie cinétique moléculaire construit sur la base d'équations généralisées du mouvement d'un grand nombre de molécules.
Théorie cinétique moléculaire explique les phénomènes thermiques du point de vue des idées sur la structure interne de la matière, c'est-à-dire clarifie leur nature. Il s'agit d'une théorie plus profonde, bien que plus complexe, qui explique l'essence des phénomènes thermiques et détermine les lois de la thermodynamique.
Les deux approches existantes sont approche thermodynamique Et théorie de la cinétique moléculaire- sont scientifiquement prouvés et se complètent mutuellement, et ne se contredisent pas. À cet égard, l'étude des phénomènes et processus thermiques est généralement considérée à partir des positions de la physique moléculaire ou de la thermodynamique, selon la manière dont le matériau est présenté de manière plus simple.
Les approches thermodynamique et moléculaire-cinétique se complètent pour expliquer phénomènes et processus thermiques.
Équation d'état des gaz parfaits détermine la relation entre la température, le volume et la pression des corps.
- Permet de déterminer l'une des grandeurs caractérisant l'état du gaz, en fonction des deux autres (utilisées dans les thermomètres) ;
- Déterminer comment les processus se déroulent sous certaines conditions externes ;
- Déterminez comment l'état du système change s'il fonctionne ou reçoit de la chaleur de corps externes.
Équation de Mendeleïev-Clapeyron (équation d'état des gaz parfaits)
- Constante du gaz universel, R = kN A
L'équation de Clapeyron (loi des gaz combinés)
Les cas particuliers de l'équation sont les lois des gaz qui décrivent les isoprocessus dans les gaz parfaits, c'est-à-dire processus dans lesquels l'un des macro-paramètres (T, P, V) est constant dans un système isolé fermé.
Les dépendances quantitatives entre deux paramètres d'un gaz de même masse avec une valeur constante du troisième paramètre sont appelées lois des gaz.
Lois sur les gaz
Loi de Boyle - Mariotte
La première loi des gaz a été découverte par le scientifique anglais R. Boyle (1627-1691) en 1660. Le travail de Boyle s'appelait "Nouvelles expériences concernant le ressort pneumatique". En effet, le gaz se comporte comme un ressort comprimé, comme vous pouvez le voir en comprimant l'air dans une pompe à vélo classique.
Boyle a étudié la variation de la pression du gaz en fonction du volume à température constante. Le processus de changement d'état d'un système thermodynamique à température constante est appelé isotherme (du grec isos - égal, therme - chaleur).
Indépendamment de Boyle, un peu plus tard, le scientifique français E. Mariotte (1620-1684) est arrivé aux mêmes conclusions. Par conséquent, la loi trouvée s'appelait la loi Boyle-Mariotte.
Le produit de la pression d'un gaz d'une masse donnée et de son volume est constant si la température ne change pas
pV = const
Loi de Gay-Lussac
L'annonce de la découverte d'une autre loi sur les gaz ne fut publiée qu'en 1802, près de 150 ans après la découverte de la loi Boyle-Mariotte. La loi qui détermine la dépendance du volume de gaz à la température à pression constante (et à masse constante) a été établie par le scientifique français Gay-Lussac (1778-1850).
La variation relative du volume d'un gaz d'une masse donnée à pression constante est directement proportionnelle à la variation de température
V = V 0 αT
Loi de Charles
La dépendance de la pression du gaz à la température à volume constant a été expérimentalement établie par le physicien français J. Charles (1746-1823) en 1787.
J. Charles en 1787, c'est-à-dire avant Gay-Lussac, a également établi la dépendance du volume à la température à pression constante, mais il n'a pas publié son travail à temps.
La pression d'une masse donnée de gaz à volume constant est directement proportionnelle à la température absolue.
p = p 0 γT
| Nom | Formulation | Graphiques |
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Loi Boyle-Mariotte – processus isotherme |
Pour une masse de gaz donnée, le produit de la pression et du volume est constant si la température ne change pas
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Loi de Gay-Lussac - processus isobare |
2. Processus isochore. V est constant. P et T changent. Le gaz obéit à la loi de Charles . La pression, à volume constant, est directement proportionnelle à la température absolue
3. Processus isotherme. T est constant. P et V changent. Dans ce cas, le gaz obéit à la loi de Boyle-Mariotte . La pression d'une masse donnée de gaz à température constante est inversement proportionnelle au volume de gaz.
4. Parmi un grand nombre de processus dans un gaz, lorsque tous les paramètres changent, nous distinguons un processus qui obéit à la loi unifiée des gaz. Pour une masse de gaz donnée, le produit de la pression par le volume divisé par la température absolue est une constante.
Cette loi est applicable à un grand nombre de processus dans un gaz, lorsque les paramètres du gaz ne changent pas très rapidement.
Toutes les lois énumérées pour les gaz réels sont approximatives. Les erreurs augmentent avec l'augmentation de la pression et de la densité du gaz.
Demande de service:
1. une partie du travail.
1. Nous abaissons le tuyau de la boule de verre dans un récipient contenant de l'eau à température ambiante (Fig. 1 en annexe). Ensuite, nous chauffons la balle (avec les mains, de l'eau chaude) Considérant que la pression du gaz est constante, écrivez comment le volume de gaz dépend de la température
Sortir:………………..
2. Connectez un récipient cylindrique avec un millimanomètre avec un tuyau (Fig. 2). Chauffons un récipient en métal et l'air qu'il contient avec un briquet. En supposant que le volume d'un gaz est constant, écrivez comment la pression d'un gaz dépend de la température.
Sortir:………………..
3. Nous pressons le récipient cylindrique attaché au millimanomètre avec nos mains, réduisant son volume (Fig. 3). En supposant que la température du gaz est constante, écrivez comment la pression du gaz dépend du volume.
Sortir:……………….
4. Connectez la pompe à la chambre à partir de la boule et pompez plusieurs portions d'air (Fig. 4). Comment la pression, le volume et la température de l'air pompé dans la chambre ont-ils changé ?
Sortir:………………..
5. Versez environ 2 cm 3 d'alcool dans la bouteille, fermez le bouchon avec un tuyau (Fig. 5) relié à la pompe d'injection. Faisons quelques coups jusqu'à ce que le bouchon sorte de la bouteille. Comment la pression, le volume et la température de l'air (et de la vapeur d'alcool) changent-ils après le décollage du bouchon ?
Sortir:………………..
Une partie du travail.
Vérification de la loi de Gay-Lussac.
1. Nous sortons le tube de verre chauffé de l'eau chaude et abaissons l'extrémité ouverte dans un petit récipient avec de l'eau.
2. Tenez le tube verticalement.
3. Lorsque l'air dans le tube se refroidit, l'eau du récipient pénètre dans le tube (Fig. 6).
4. Trouvez et
La longueur du tube et de la colonne d'air (au début de l'expérience)
Le volume d'air chaud dans le tube
La section transversale du tube.
La hauteur de la colonne d'eau entrant dans le tube lorsque l'air dans le tube se refroidit.
La longueur de la colonne d'air froid dans le tube
Le volume d'air froid dans le tube.
Basé sur la loi Gay-Lussac Nous avons pour deux états de l'air
Ou (2) (3)
Température de l'eau chaude dans le seau
Température ambiante
Il faut vérifier l'équation (3) et donc la loi de Gay-Lussac.
5. Calculer
6. Nous trouvons l'erreur de mesure relative lors de la mesure de la longueur, en prenant Dl = 0,5 cm.
7. Trouvez l'erreur absolue du rapport
=……………………..
8. Notez le résultat de la lecture
………..…..
9. Nous trouvons l'erreur de mesure relative T, en prenant
10. Trouver l'erreur de calcul absolue
11. Notez le résultat du calcul
12. Si l'intervalle de détermination du rapport de température (au moins partiellement) coïncide avec l'intervalle de détermination du rapport des longueurs des colonnes d'air dans le tube, alors l'équation (2) est valide et l'air dans le tube obéit au Gay - Loi de Lussac.
Sortir:……………………………………………………………………………………………………
Exigence de rapport :
1. Titre et objet du travail.
2. Liste des équipements.
3. Dessinez des images de l'application et tirez des conclusions pour les expériences 1, 2, 3, 4.
4. Rédigez le contenu, le but, les calculs de la deuxième partie du travail de laboratoire.
5. Rédigez une conclusion sur la deuxième partie du travail de laboratoire.
6. Tracer des graphiques d'isoprocessus (pour les expériences 1,2,3) dans les axes : ; ; .
7. Résolvez les problèmes :
1. Déterminez la densité de l'oxygène si sa pression est de 152 kPa et la vitesse quadratique moyenne de ses molécules est de -545 m/s.
2. Une certaine masse de gaz à une pression de 126 kPa et à une température de 295 K occupe un volume de 500 litres. Trouver le volume de gaz dans des conditions normales.
3. Trouvez la masse de dioxyde de carbone dans un cylindre d'une capacité de 40 litres à une température de 288 K et une pression de 5,07 MPa.
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