Formulario Termodinamica

Instituto Tecnológico de Chihuahua

F

F

O

_O

R

_R

M

_M

U

_U

L

_L

A

_A

R

_R

I

_I

O

_O

D

D

E

_E

T

T

E

E

R

R

M

M

O

O

D

D

I

I

N

N

Á

Á

M

M

I

I

C

C

A

A

Unidad I

PROPIEDADES FUNDAMENTALES

MASA (m): Unidades - Kgm - grm - Lbm - slug g = 9.81 m/s2 g = 981 cm/s2 g = 9.81 N/Kgm g = 32.2 ft/s2 gc = 9.81 Kgm · m Kgf · s2 gc = 981 grm · cm grf · s2 Sistema Internacional gc = 32.174 Lbm · ft Lbf · s2 Sistema Inglés PESO (w): w = m · g Sistema Internacional w = m · g/gc Sistema Inglés DENSIDAD: ρ = m = grm ; Kgm ; Lbm ; grm ; grm v cm3 _m3 _ft3 _{ml lt} VOLUMEN ESPECÍFICO: Vesp.= 1 = v = cm3 ; m3 ; ft3 ; ml ; lt . ρ m grm Kgm Lbm grm grm Vesp. = R T PM · P ρ = 1 Vesp.

PESO ESPECIFICO: ɣ = m · g Sistema Inglés

v · gc

ɣ = w Peso ɣ = m · g Sistema Internacional

TEMPERATURAS:

Celsius Kelvin Fahrenheit Rankine

100 ºC 373.15 ºK 212 ºF 671.67 ºR Punto de ebullición 0 ºC 273.15 ºK 32 ºF 491.67 ºR Punto de congelación -273.15 ºC 0 ºK -459.67 ºF 0 ºR Cero absoluto Temperaturas absolutas º R y º K ºK = ºC + 273 ºC = ºK - 273 ºC = ºF – 32 1.8 ºR = ºF + 460 ºF = ºR – 460 ºF = 1.8 · ºC + 32 ºR = 1.8 · ºK PRESIÓN: P = Fuerza = Kgf = grf Area m2 _cm2

Presión Atmosférica, Ambiental o Barométrica:

Es la que ejerce la atmósfera sobre la tierra.

Presión Absoluta = Presión Atm. + Presión Manométrica Presión Absoluta = Presión Atm. - Presión Vacio

Sistema Internacional Sistema Inglés

P = Presión ρ = densidad g = gravedad h = altura

Medidores de Presión Tipo Tubo en U: PB = P columna + P atmosférica

PB = (ρ · g · h) + P atmosférica

Presión Hidrostática:

Es aquella que ejercen los líquidos

P = ρ · g · h P = ρ · h · g gc

P

A A Hg B h Patm

Unidad II

GAS IDEAL

P = Presión Absoluta Ecuación del Gas Ideal V` = Volumen Total n = Numero de moles T = Temperatura Absoluta R = Cte. Universal n = numero de moles m = masa PM = Peso Molecular

ECUACIÓN DEL GAS IDEAL MOLAR:

Temperatura Molar Volumen Molar Presión Molar P V` = n R T n = m PM P V = R T T = P V R P = R T V V = R T P V = V` n

LEY DE DALTON (Mezcla de gases ideales)

na , nb , nc = numero de moles ma , mb , mc = masa de cada

de cada componente componente

Pa , Pb , Pc = Presión parcial de

Cada componente

V= Vol. de cada componente V`m= Vol. total de la mezcla

X + X = 1

Pm= Presión de la mezcla Vm= Volumen de la mezcla

mm=ma+mb+mc nm=na+nb+nc Moles de la mezcla nm = na + nb + nc Masa de la mezcla mm = ma + mb + mc Presión de la mezcla Pm = Pa + Pb + Pc Presión de la mezcla Pm = nmRTm Vm Fracción Molar X = n nm Fracción Molar X = V V`m Presión Parcial P = X · Pm Volumen Parcial V = X · Vm Peso Molecular PMm = X · PMa + X · PMb Peso Molecular PMm = mm nm

LEY DE BOYLE (Para gases ideales)

T= cte R=cte RT=K=cte

LEY DE CHARLES (Procesos isométricos)

V=cte R=cte

LEY DE AMAGAT

V`m= Volumen de la mezcla

V`a+V`b+V`c= Volumen de los gases de cada

componente Otra forma: P V = R T P V = K V = K P P V

Si la T=cte, el volumen varía inversamente proporcional a la presión. Si P aumenta  V disminuye Si P disminuye  V aumenta P V = R T R = K = cte V P = K T P2 P1 V1=V2 T2 T1

Si V=cte, la temperatura varía directamente proporcional a la presión, Si T aumenta  P aumenta Si T disminuye  P disminuye V`m = V`a + V`b + V`c V`m = nm R Tm Pm P1 = P2 T1 T2

LEY COMBINADA DEL GAS IDEAL

1.- Proceso Isotérmico T1=T2

2.- Proceso Isométrico V=cte

3.- Proceso Isobarico P=cte

P1 V1 = P2 V2 T1 T2 P V T=aumenta Isoterma T=cte P1 V1 = P2 V2 P V Isometra P1 = P2 T1 T2 P V Isobara P=cte V1 = V2 T1 T2

LEY DE CHARLES (Procesos isobaricos)

P=cte R=cte

LEY DE AVOGADRO

LEY DE LOS VOLUMENES EN COMBINACIÓN O LEY DE GAY LUSSAC

P V = R T R = K = cte _P V = K T

Si P=cte, la temperatura varía directamente proporcional al volumen Si T aumenta  V aumenta Si T disminuye  V disminuye V1 = V2 T1 T2 P1=P2 V1 V2 T1 T2 1 2

1 Kgmol contiene 6.023x1026 moléculas

1 grmol contiene 6.023x1023 moléculas Número o Constante de

1 Lbmol contiene 2.73x1026 moléculas Avogadro

1 Lbmol contiene 2730x1023 moléculas

Cuando se mide T a cte. y P a cte. los volúmenes de los gases que se usan o producen en una reacción química pueden expresarse en proporciones de números enteros y sencillos.

R= 0.08205 m3 _atm Kgmol ºK R= 1.986 BTU Lbmol ºR R= 8.3149 J grmol ºK R= 0.7302 ft3 _atm Lbmol ºR R= 8.314 m3 _Pa grmol ºK R= 10.73 ft3 _psia Lbmol ºR R= 8.314x10-5 _m3 _bar grmol ºK R= 1545 ft Lbf Lbmol ºR R= 8.31441 KPa m3 Kgmol ºK R= 8.314 KJ Kgmol ºK R= 8.3149x107 _Ergios grmol ºK R= 83.14 cm3 bar grmol ºK R= 83.14 cm3 KPa grmol ºK R= 82.05 cm3 _atm grmol ºK R= 62356 cm3 _torr grmol ºK R= 1.987 cal grmol ºK R= 0.08205 atm Lts grmol ºK R= 0.0831 bar Lts grmol ºK R= 83.14x105 _{Pa cm}3 grmol ºK R= 8314 Pa Lts grmol ºK R= 8.314x10-2 _{bar m}3 Kgmol ºK R= 0.08205x10-3 _m3 _atm grmol ºK R= 8.3149x103 _J Kgmol ºK R= 83140 bar cm3 Kgmol ºK

Unidad III

GAS REAL

•

LEY DE LOS ESTADOS CORRESPONDIENTES

Tr = T Pr = P * Presión y temperatura críticas

*Tc *Pc se sacan de tablas.

•

CORRELACIÓN GENERALIZADA O Z GENERALIZADA

PV` = Z n R T PV = Z R T V = V`

Volumen total Volumen molar n

•

ECUACIÓN DE VAN DER WAALS

Donde a y b son constantes de la ecuación

•

CORRELACIÓN GENERALIZADA DE LEE-KESLER

P + a (V – b) = R T V2 a = 27 R2 _T c2 64 Pc b = R Tc 8 Pc P = R T _ a V – b V2 PV` = Z n R T PV = Z R T Z = Z0 _{+ W Z}1 _{W = Factor acentrico} Método Gráfico Fig. 3.12  Z0 Si Pr < 1.0 Fig. 3.14  Z1 Fig. 3.13  Z0 Si Pr > 1.0 Fig. 3.15  Z1 Método Matemático Tabla E.1  Z0 Si Pr < 1.0 Tabla E.2  Z1 Tabla E.3  Z0 Si Pr > 1.0 Tabla E.4  Z1

•

ECUACIÓN DE REDLICH KWONG

•

CORRELACIÓN GENERALIZADA DE COEFICIENTES VIRIALES

•

ECUACIÓN DE BERTHELOT

•

ECUACIÓN DE BEATTIE BRIDGEMAN

P = R T _ a V – b T0.5 _{V(V + b)} a = 0.42748 R2 _Tc2.5 Pc b = 0.08664 R Tc Pc PV` = Z n R T PV = Z R T Z = 1 + (B0 <sub>+ WB</sub>1<sub>) P</sub> r Tr B0 <sub>= 0.083 _ 0.422</sub> Tr1.6 B1 <sub>= 0.139 _ 0.172</sub> Tr4.2 PV` = n R T 1 + 9 P Tc 1 _ 6 Tc2 128 Pc T T2 P = R T (1 – ε) (V + B) _ A V2 _V2 ε = C V T3 A = A0 1 _ a V B = B0 1 _ b V

Unidad IV

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA

Q (+) = Energía entra al sistema Q (-) = Energía sale del sistema

Unidades: Cal; BTU; KCal; Joule;

W (+) = Energía que sale del sistema Ergios; Lbf· ft

W (-) = Energía que entra al sistema Lbmol

NOTA: CUANDO NOS DAN COMO DATO EL CALOR Y EL TRABAJO HAY QUE FIJARSE BIEN EN EL ENUNCIADO, SI DICE QUE ENTRA O SALE DEL SISTEMA, DE ESTO DEPENDERA EL SIGNO, EN CASO DE QUE TENGAMOS QUE CALCULAR EL (Q) Y (W) SE DEJARÁ EL SIGNO QUE SALGA DE LOS CALCULOS.

CAPACIDAD CALORÍFICA A PRESION CONSTANTE (Cp) Gas Ideal

Monoatómico

Gas Ideal Diatómico Sist. Inglés 5 BTU

Lbmol ºR

7 BTU Lbmol ºR

Sist. Internacional 5 Cal grmol ºK

7 Cal grmol ºK

CAPACIDAD CALORÍFICA A VOLUMEN CONSTANTE (Cv) Gas Ideal

Monoatómico

Gas Ideal Diatómico Sist. Inglés 3 BTU

Lbmol ºR

5 BTU Lbmol ºR

Sist. Internacional 3 Cal grmol ºK

5 Cal grmol ºK

CALCULO DE CALOR (Q) Y TRABAJO (W) EN PROCESOS REVERSIBLES (SISTEMAS CERRADOS)

Ecuación básica del trabajo para sistemas cerrados: WC=∫Pdv

PROCESOS ISOTÉRMICOS T= Constante Wc= Q Wc= nRT ln V2 = nRT ln P1 = Q V1 P2 nRT (ln V2 – ln V1) nRT (ln P1 – ln P2) PROCESOS ISOBÁRICOS P= Constante Wc= P (V2 – V1) = nR (T2 – T1)

Q= Cp (T2 – T1) Cp= Capacidad calorífica a presión constante

PROCESOS ISOMETRICOS V= Constante Wc= O Q= Cv (T2 – T1) PROCESOS ADIABÁTICOS Q= Constante= 0 Wc= P1V1 – P2V2 = R (T1 – T2) k= Cp = k-1 k-1 Cv

Relación especial solo para procesos adiabáticos reversibles T2 = V1 k-1 = P2 (k-1)/k T1 V2 P1 Gas ideal monoatómico diatómico 5 7 3 5

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA (PARA SISTEMAS CERRADOS) ∆Ec + ∆Ep + ∆U = Q – Wc = Cv ( T2 – T1)

∆Ec1-2= ½ m (V22 – V12)

S. Internacional S. Inglés

∆Ep1-2= mg (Z2 – Z1) ; m(g/gc) (Z2 – Z1)

∆U1-2= U2 – U1(Energía interna)

Para sistemas fijos:

∆Ec=0 ∆Ep=0

∆Ec + ∆Ep + ∆U = Q – Wc = Cv ( T2 – T1)

∆U= Q – Wc =Cv (T2 – T1)

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA (PARA SISTEMAS ABIERTOS)

∆Ec + ∆Ep + ∆H = Q – Wo = Cp (T2 –T1) ∆Ec1-2= ½ m (V22 – V12) S. Internacional S. Inglés ∆Ep1-2= mg (Z2 – Z1) ; m(g/gc) (Z2 – Z1) ∆H1-2= H2 – H1(Entalpía) m= masa V= velocidad g= gravedad h= (Z2 – Z1)

CALCULO DE CALOR (Q) Y TRABAJO (W) EN PROCESOS

REVERSIBLES (SISTEMAS ABIERTOS, CON FLUJO)

Ecuación básica del trabajo para sistemas abiertos: WO= -∫Vdp

PROCESOS ISOTÉRMICOS T= Constante Wo= Q -nRT ln P2 = -nRT (ln P2 – ln P1) P1 Wo= nRT ln P1 = nRT (ln P1 – ln P2) P2 nRT ln V2 = nRT (ln V2 – ln V1) V1 PROCESOS ISOBÁRICOS P= Constante Wo= 0

Q= Cp (T2 – T1) Cp= Capacidad calorífica a presión constante

PROCESOS ISOMETRICOS V= Constante Wo= - V (P2 – P1) = V (P1 – P2) ; - R (T2 – T1) = R (T1 – T2) Q= Cv (T2 – T1) PROCESOS ADIABÁTICOS Q= Constante= 0 Wo= kR (T1 – T2) = k (P1V1 – P2V2) k= Cp k-1 k-1 Cv

Relación especial solo para procesos adiabáticos reversibles T2 = V1 k-1 = P2 (k-1)/k

TRANSFERENCIA DE CALOR ISOBARICA O INTERCAMBIADOR DE CALOR - m1-2∆H1-2 = mA-B ∆HA-B - m1-2 Q1-2 = mA-B QA-B - m1-2 Cp1-2(T2 – T1) = mA-B CpA-B(TB – TA) - n1-2∆H1-2 = nA-B∆HA-B - n1-2 Q1-2= nA-B QA-B - n1-2 Cp1-2(T2 – T1) = nA-B CpA-B(TB – TA) TB = (-n1-2) (Cp1-2) (T2 - T1) + TA ; T2 = (mA-B) (CpA-B) (TB – TA) + T1 (nA-B) (CpA-B) (-m1-2) (Cp1-2)

CALCULO DE CALOR Y TRABAJO EN UN PROCESO PARCIALMENTE IRREVERSIBLE (P.I.)

COMPRESIÓN %n= WREV X 100

WPI

EXPANSIÓN %n= WPI X 100

WREV

CASO DE COMPRESIÓN O EXPANSIÓN POR MEDIO DE UNA FUERZA CONSTANTE

1. WPI = F * S

2. WPI = F (V/A)

3. WPI = (F/A) (V)

FORMULAS TABLAS DE VAPOR

%V = ha – Hf * 100 Ha = Hf (%L) + Hg (%V) => Ha=Hf+Hfg(%V) Hg - Hf Ua = Uf (%L) + Ug (%V) Va = Vf (%L) + Vg (%V) %L = Hg – ha * 100 Sa = Sf (%L) + Sg (%V) Hg - Hf F= fuerza S= distancia V= (V2-V1)= volumen A= área

Unidad V

EFECTOS CALORÍFICOS

CAPACIDADES TÉRMICAS DE LOS GASES ORGÁNICOS EN FUNCIÓN DE LA TEMPERATURA

* Temperatura en ºK

Q = { A (T2-T1) + B [(T2)2-(T1)2] + C [(T2)3-(T1)3] + D [(T2)-1-(T1)-1] } R

2 3 -1

MÉTODO DEL CP MEDIO

* Temperatura en ºF Q = Cp medio (T2 - T0) – Cp medio (T1 – T0)

CAPACIDADES TÉRMICAS DE LOS GASES INORGÁNICOS EN FUNCIÓN DE LA TEMPERATURA

* Temperatura en ºK

Q = { A (T2-T1) + B [(T2)2-(T1)2] + D [(T2)-1-(T1)-1] } R

2 -1

CAPACIDADES TÉRMICAS DE LOS SÓLIDOS EN FUNCIÓN DE LA TEMPERATURA

* Temperatura en ºK

Q = { A (T2-T1) + B [(T2)2-(T1)2] + D [(T2)-1-(T1)-1] } R

2 -1

CAPACIDADES TÉRMICAS DE LOS LIQUIDOS EN FUNCIÓN DE LA TEMPERATURA

* Temperatura en ºC o ºF Q = Cp (promedio) (T2 – T1)

- Se busca en el cuadro el compuesto o elemento.

- Se toma el número y las dos temperaturas que le corresponden. - Con los datos anteriores sacamos dos Cp (sacar promedio de los Cp). - Sustituir los datos en la fórmula.

CALORES DE REACCIÓN Y COMBUSTIÓN A CONDICIONES NORMALES

T= 25ºC en: Cal/grmol P= 1 atm

CALOR ESTÁNDAR DE REACCIÓN

∆Hº

R298ºK= ( Productos – Reactivos ) = (∑∆HºF298ºK - ∑∆HºF298ºK) CALOR ESTÁNDAR DE COMBUSTIÓN

Los productos son básicamente: CO2 + H2O

∆Hº

C298ºK= ( Productos – Reactivos ) = (∑∆Hºf298ºK - ∑∆HºF298ºK)

NOTA: Todo esto es por 1 grmol, si tenemos más de 1 grmol, hay que multiplicar por el

Unidad VI

SEGUNDA LEY DE LA TERMODINÁMICA

ENTROPIA (∆S): Es una propiedad esencial de la materia caracterizada porque su

valor cambia cuando sucede un proceso en el sistema. Solo puede ser evaluada por una trayectoria reversible (propiedad de estado).

Unidades: (Energía/Temp)= BTU/ºR; CAL/ºR; J/ºK.

Cuando las unidades van acompañadas por Lbmol ó grmol, se le llama entropía molar;

si van acompañadas de Lbm o grm se le nombra entropía específica.

Si Q (+), la entropía (∆S) será (+)

Si Q (-), la entropía (∆S) será (-).

NOTA: Se usan temperaturas absolutas.

CALCULO DE ENTROPÍA (∆S)

PARA UN SISTEMA ABIERTO Y CERRADO

PV=RT P= RT V= RT V P PROCESOS ISOTÉRMICOS T= Constante ∆S= R ln V2 = R ln P1 = -R ln P2 V1 P2 P1 PROCESOS ISOBÁRICOS P= Constante ∆S= Cp ln T2 = Cp ln V2 T1 V1

PROCESOS ISOMETRICOS V= Constante ∆S= Cv ln T2 = Cv ln P2 T1 P1 PROCESOS ADIABÁTICOS ∆S=0 Q=0 PROCESOS ISOENTRÓPICOS ∆S=S2 – S1 S2=S1 CICLO CARNOT a) Etapa 1-2 Expansión isotérmica

Q1-2= Wc1-2=RT ln P1 = RT ln V2

P2 V1

∆U1-2= Q1-2 – Wc1-2= 0

∆S1-2= R ln P1

P2

b) Etapa 2-3 Expansión adiabática

Q2-3= 0 por lo tanto ∆S2-3= 0  S3=S4

∆U2-3= -Wc2-3= Cv (T3 – T2)

Wc2-3= R (T2 – T3)

0 k – 1

Diatómico: k=7/5 Monoatómico: k=5/3

c) Etapa 3-4 Compresión isotérmica

Q3-4= Wc3-4=RT ln P3 = RT ln V4

P4 V3

∆U3-4= Q3-4-Wc3-4= 0

∆S3-4= R ln P3

d) Etapa 4-1 Compresión adiabática

Q4-1= 0 por lo tanto ∆S4-1= 0  S1=S4

∆U4-1= -Wc4-1= Cv (T1 – T4)

Wc4-1= R (T4 – T1)

k – 1

EFICIENCIA DEL CICLO

%n = Wneto * 100 Qentra %n = Qentra – Qsale * 100 Qentra %n = T1 – T2 * 100 T1

WTOTAL = R [ ln P1 ] [T1 – T3] ó sumar todos los W

P2

QTOTAL = R [ ln P1 ] [T1 – T3] ó sumar todos los Q

P2

∆UTOTAL = Cv (Tf – Ti) = Cv (T1 – T1) = 0 ó sumar todos los ∆U

∆STOTAL = R [ ln P1 + ln P3 ] ó sumar todos los ∆S

MAQUINAS TÉRMICAS

T1 Fuente de calor

Q1 = Calor que entra

Trabajo producido= W Q2 = Calor saliendo T2 Sumidero de calor Q1 = W + Q2 W = Q1 – Q2 W = (%n) (Qentra) 100 %n = 1 – Q2 * 100 %n= W * 100 %n = 1 – T2 * 100 Q1 Q1 T1 T1 = -T2 %n - 1 Q2 = Q1 100 T2 T1

CAMBIO DE ENTROPÍA DE LA FUENTE DE CALOR

∆SF = -Q1  Fuente de calor

T1

∆SR = Q2  Sumidero de calor

T2

∆ST = ∆SF + ∆SR

Región de alta temperatura

Máquina Térmica

Longitud 1 m = 100 cm = 1000 mm 1 m = 3.28084 ft = 39.3701 in o pulg. 1 m = 0.001 km 1 m = 0.01 cm 1 m = 0.1 decímetros 1 m = 39.37 pulg. 1 m = 1.094 yardas 1 km = 1000 m 1 km = 0.621 mi 1 milla = 1.609 km 1 milla = 1609 m 1 pulg = 25.4 mm = 2.54 cm= 0.0254 m 1 pie = 0.3048 m = 30.48 cm 1 yarda = 0.9144 m = 91.44 cm 1 ft = 12 pulg ; 1 ft2 _{= (12)}2 _pulg2 1 ft2 _{= 9.290 x 10}-2 _m2 1 ft2 _{= 0.0929 m}2 Volumen 1 m3 _{= 1 x 10}6 _cm3 1 m3 _{= 35.3147 pie}3 1 m3 _{= 6.102 x 10 in}3 1 m3 _{= 1000 Litros} 1 pie3 _{= (12)}3 _in3 1 pie3 _{= 7.48 gal} 1 pie3 _{= 2.8317 x 10 m}3 1 cm3 _{= 0.000001 m}3 1 litro = 0.0353 pie3 12 m3 _{= 12,000,000 cm}3 1 in3 _{= 0.000016387064 m}3 Fuerza 1 N = 1 kg m s-2 1 N = (10)5 _dina 1 N = 0.224809 lbf 1 N = 0.1019 kg 1 lbf = 4.448 N Potencia 1 w = 1 J s-1 1 kw = 103 _{w = 10}3 _{kg m s}-1 _{= 10}3 _{J s}-1 1 kw = 239.006 cal s-1 1 kw = 737.562 pie lbf s-1 = 1.34 Hp 1 kw = 0.947831 Btu s-1 1 kw = 1.34102 hp 1 kw = 42.41 Btu/min Energía 1 J = 1 kg m2 _s-2 _{= 1 Nm} 1 J = 1 m3 _{Pa = 10}-5 _m3 _{bar = 10 cm}3 _bar 1 J = 9.86923 cm3 _atm

1 J = 107 _{dina cm = 10}7 _{Ergios (Ergio=Dina cm)}

1 J = 0.239006 cal

1 J = 5.12197 x 10-3 _{pie psia = 0.737562 pie lb} f 1 J = 9.47831 x 10-4 _Btu 1 J = m N 1 J = m3 _{Pa (N/m}2 _{= Pa)} 1 Btu = 778 lbf pie 1 Btu = 252 cal 1 Btu = 1055 J 1 KJ = 1000 J 1 gr / cm3 _{= 1000 kg / m}3 Masa 1 kg = 1000 g 1 g = 1000 mg 1 lb = .454 kg 1 lb = 454 g 1 slug = 32.2 lb

Moles 1 lbmol = 454 grmol 1 kgmol = 1000 grmol 1 grmol = 6.023 x 1023 moléculas 1 lbmol = 2.73 x 1026 moléculas Densidad Liquido  ρH2O = 1 gm/cm3 = 1000 kgm/m3 Gas  ρaire = 1.16 kgm/m3 Mercurio  ρHg = 13.6 gm/cm3 Presión Psia = absoluta Psig = manométrica Psi = manométrica 1 bar = (10)5 _{kg m}-1 _s2 _{= (10)}5 _{N m}-2 1 bar = (10)6 _{Pa = 10}2 _kpa 1 bar = (10)6 _{dina cm}-2 1 bar = 0.986923 atm 1 bar = 14.5038 psia 1 bar = 750.061 torr 1 psi = 6.80459 x 10-2 _atm 1 atm = 14.695 psia 1 atm = 101325 Pa 1 atm = 1.01325 bar

1 atm = 760 mmHg = 29.92 inHg = 14.696 lbf/in2 = 101325 N/m2 ó 1 Pa

1 GPa = (10)3 _Pa 1 kPa = 1000 Pa 1 MPa = 1 x 106 _Pa Psi = Psig = lbf/m 1 bar = 1000 milibar 29.92 inHg = 1.01325 bar 1 torr = 1 mmHg Psig + 14.7 = psia Psi + 14.7 = psia