Formulario Termodinamica

Instituto Tecnológico de Chihuahua

FORMULARIO DE TERMODINÁMICA

Ing. Jaime Villanueva Sánchez

Unidad I

PROPIEDADES FUNDAMENTALES PESO (w):

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

w=m·g w = m · g/gc

gc = 9.81 Kgm · m Kgf · s2

Sistema Internacional Sistema Inglés

gc = 32.174 Lbm · ft Lbf · s2 Sistema Inglés

gc = 981 grm · cm grf · s2 Sistema Internacional

DENSIDAD: ρ = m = grm ; Kgm ; Lbm ; grm ; grm v cm3 m3 ft3 ml lt VOLUMEN ESPECÍFICO: Vesp.= 1 = v = cm3 ; m3 ; ρ m grm Kgm Vesp. =

PESO ESPECIFICO: ɣ

= w v

Peso Volumen

R T PM · P

ft3 ; ml ; lt . Lbm grm grm ρ=

1 Vesp.

ɣ= m·g v · gc ɣ = m·g v

Sistema Inglés Sistema Internacional

TEMPERATURAS: ºK = ºC + 273

ºR = ºF + 460

ºC = ºK - 273

ºF = ºR – 460

ºC = ºF – 32 1.8

ºF = 1.8 · ºC + 32

Celsius

Kelvin

Fahrenheit

ºR = 1.8 · ºK

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

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 Presión Vacio = Presión Atm. - Presión Absoluta

Presión Hidrostática: Es aquella que ejercen los líquidos P=ρ·g·h

Sistema Internacional

P= ρ·h·g gc

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 Patm

h

PA

A

B Hg

Sistema Inglés

Unidad II

GAS IDEAL

P V` = n R T

n= m PM

n = numero de moles m = masa PM = Peso Molecular

ECUACIÓN DEL GAS IDEAL MOLAR:

T= PV R P=RT V

P = Presión Absoluta V` = Volumen Total n = Numero de moles T = Temperatura Absoluta R = Cte. Universal

Ecuación del Gas Ideal

PV=RT

Temperatura Molar

V=RT P

Presión Molar

V = V` n

Volumen Molar

LEY DE DALTON (Mezcla de gases ideales) Moles de la mezcla

Masa de la mezcla

nm = na + nb + nc

mm = ma + mb + mc

na , nb , nc = numero de moles de cada componente

ma , mb , mc = masa de cada componente

Presión de la mezcla

Presión de la mezcla

Pm = Pa + Pb + Pc

Pm = nmRTm Vm

Pa , Pb , Pc = Presión parcial de Cada componente Fracción Molar

X= n nm

Fracción Molar

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

X= V V`m

X+X=1 Presión Parcial

Volumen Parcial

P = X · Pm

V = X · Vm

Pm= Presión de la mezcla Peso Molecular

PMm = X · PMa + X · PMb

Vm= Volumen de la mezcla Peso Molecular

PMm = mm nm

mm=ma+mb+mc nm=na+nb+nc

LEY DE BOYLE (Para gases ideales) T= cte R=cte RT=K=cte

PV=RT

PV=K

V=K P

Si la T=cte, el volumen varía inversamente proporcional a la presión.

P

Si P aumenta  V disminuye Si P disminuye  V aumenta V

LEY DE CHARLES (Procesos isométricos) V=cte R=cte

PV=RT

R = K = cte V

P2 T2 P1

T1 V1=V2

P=KT

Si V=cte, la temperatura varía directamente proporcional a la presión, Si T aumenta  P aumenta Si T disminuye  P disminuye

P1 = P2 T1 T2

LEY DE AMAGAT V`m = V`a + V`b + V`c Otra forma:

V`m = nm R Tm Pm

V`m= Volumen de la mezcla V`a+V`b+V`c= Volumen de los gases de cada componente

LEY COMBINADA DEL GAS IDEAL P1 V1 = P2 V2 T1 T2

1.- Proceso Isotérmico T1=T2 T=aumenta

P

P1 V1 = P2 V2 Isoterma T=cte

V

2.- Proceso Isométrico V=cte

P Isometra

P1 = P2 T1 T2

V

3.- Proceso Isobarico P=cte Isobara P=cte

P

V1 = V2 T1 T2

V

LEY DE CHARLES (Procesos isobaricos) PV=RT

R = K = cte P

P=cte R=cte

2

1

V=KT

Si P=cte, la temperatura varía directamente proporcional al volumen

P1=P2 T2

Si T aumenta  V aumenta Si T disminuye  V disminuye

T1

V1

V2

V1 = V2 T1 T2

LEY DE AVOGADRO 1 Kgmol contiene 6.023x1026 moléculas 1 grmol contiene 6.023x1023 moléculas 1 Lbmol contiene 2.73x1026 moléculas 1 Lbmol contiene 2730x1023 moléculas

Número o Constante de Avogadro

LEY DE LOS VOLUMENES EN COMBINACIÓN O LEY DE GAY LUSSAC 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. __ __ H2(g) + __ O2(g)  __ __ H2O(g)

m3 atm Kgmol ºK R= 8.3149 J grmol ºK R= 8.314 m3 Pa grmol ºK R= 8.314x10-5 m3 bar grmol ºK 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 5 R= 83.14x10 Pa cm3 grmol ºK R= 8314 Pa Lts grmol ºK -2 R= 8.314x10 bar m3 Kgmol ºK R= 0.08205x10-3 m3 atm grmol ºK 3 R= 8.3149x10 J Kgmol ºK R= 83140 bar cm3 Kgmol ºK R= 0.08205

R= 1.986

BTU Lbmol ºR R= 0.7302 ft3 atm Lbmol ºR R= 10.73 ft3 psia Lbmol ºR R= 1545 ft Lbf Lbmol ºR

Unidad III

GAS REAL •

LEY DE LOS ESTADOS CORRESPONDIENTES

Tr = T *Tc

•

Pr =

P *Pc

* Presión y temperatura críticas se sacan de tablas.

CORRELACIÓN GENERALIZADA O Z GENERALIZADA

PV` = Z n R T

PV = Z R T

Volumen total

•

Volumen molar

V = V` n

ECUACIÓN DE VAN DER WAALS P + a (V – b) = R T V2

P= RT _ a V–b V2

Donde a y b son constantes de la ecuación a = 27 R2 Tc2 64 Pc

•

b = R Tc 8 Pc

CORRELACIÓN GENERALIZADA DE LEE-KESLER PV` = Z n R T Z = Z0 + W Z1 Método Gráfico

PV = Z R T W = Factor acentrico Método Matemático

Fig. 3.12  Z0 Si Pr < 1.0

Tabla E.1  Z0 Si Pr < 1.0

1

Fig. 3.14  Z

Tabla E.2  Z1

Fig. 3.13  Z0

Tabla E.3  Z0

Si Pr > 1.0

Si Pr > 1.0 Fig. 3.15  Z

1

Tabla E.4  Z1

•

ECUACIÓN DE REDLICH KWONG a = 0.42748 R2 Tc2.5 Pc

P= RT _ a 0.5 V–b T V(V + b)

•

b = 0.08664 R Tc Pc

CORRELACIÓN GENERALIZADA DE COEFICIENTES VIRIALES PV` = Z n R T

PV = Z R T

Z = 1 + (B0 + WB1) Pr Tr B0 = 0.083 _

•

0.172 Tr4.2

ECUACIÓN DE BERTHELOT PV` = n R T

•

B1 = 0.139 _

0.422 Tr1.6

1+

9 P Tc 128 Pc T

1 _ 6 Tc2 T2

ECUACIÓN DE BEATTIE BRIDGEMAN P = R T (1 – ε) (V + B) _ V2 ε= C V

T3

A = A0 1 _ a V

A V2 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)

Sist. Inglés Sist. Internacional

Gas Ideal Monoatómico 5 BTU Lbmol ºR 5 Cal grmol ºK

Gas Ideal Diatómico 7 BTU Lbmol ºR 7 Cal grmol ºK

CAPACIDAD CALORÍFICA A VOLUMEN CONSTANTE (Cv)

Sist. Inglés Sist. Internacional

Gas Ideal Monoatómico 3 BTU Lbmol ºR 3 Cal grmol ºK

Gas Ideal Diatómico 5 BTU Lbmol ºR 5 Cal grmol ºK

Cp=R+Cv ; R=Cp-Cv ; Cv= Cp-R

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-1 k-1

Gas ideal monoatómico diatómico k= Cp = Cv

5 3

Relación especial solo para procesos adiabáticos reversibles

T2 = V1 T1 V2

k-1

=

P2 P1

(k-1)/k

7 5

PRIMERA LEY DE LA TERMODINÁMICA (PARA SISTEMAS CERRADOS) ∆Ec + ∆Ep + ∆U = Q – Wc = Cv ( T2 – T1) ∆Ec1-2= ½ m (V22 – V12) ∆Ep1-2=

S. Internacional

m= masa S. Inglés

V= velocidad

mg (Z2 – Z1) ; m(g/gc) (Z2 – Z1) g= gravedad

∆U1-2= U2 – U1 (Energía interna)

h= (Z2 – Z1)

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) ∆Ep1-2=

S. Internacional

S. Inglés

mg (Z2 – Z1) ; m(g/gc) (Z2 – Z1)

∆H1-2= H2 – H1 (Entalpía)

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

W o=

-nRT ln P2 = -nRT (ln P2 – ln P1) P1 nRT ln P1 = nRT (ln P1 – ln P2) P2 nRT ln V2 = nRT (ln V2 – ln V1) V1

PROCESOS ISOBÁRICOS P= Constante W o= 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-1 k-1

k= Cp Cv

Relación especial solo para procesos adiabáticos reversibles

T2 = V1 T1 V2

k-1

=

P2 P1

(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) (nA-B) (CpA-B)

+

TA

;

T2 = (mA-B) (CpA-B) (TB – TA) (-m1-2) (Cp1-2)

+

T1

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

%n= WREV WPI

EXPANSIÓN

%n= WPI X 100 WREV

X

100

CASO DE COMPRESIÓN O EXPANSIÓN POR MEDIO DE UNA FUERZA CONSTANTE 1. WPI = F * S 2. WPI = F (V/A)

F= fuerza S= distancia V= (V2-V1)= volumen A= área

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

FORMULAS TABLAS DE VAPOR %V = ha – Hf Hg - Hf

*

100

%L = Hg – ha Hg - Hf

*

100

Ha = Hf (%L) + Hg (%V) => Ha=Hf+Hfg(%V) Ua = Uf (%L) + Ug (%V) Va = Vf (%L) + Vg (%V) Sa = Sf (%L) + Sg (%V)

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 ∆HºR298ºK= ( Productos – Reactivos ) = (∑∆HºF298ºK - ∑∆HºF298ºK) CALOR ESTÁNDAR DE COMBUSTIÓN Los productos son básicamente: CO2 + H2O ∆HºC298ºK= ( Productos – Reactivos ) = (∑∆Hºf298ºK - ∑∆HºF298ºK) NOTA: Todo esto es por 1 grmol, si tenemos más de 1 grmol, hay que multiplicar por el número de moles que tenemos.

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

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

P= RT V

V= RT P

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

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 P4

Monoatómico: k=5/3

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

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 ∆STOTAL = R [ ln P1 + ln P3 ] P2 P4

ó sumar todos los ∆U

ó sumar todos los ∆S

EFICIENCIA DEL CICLO %n = Wneto * 100 Qentra %n = Qentra – Qsale * 100 Qentra %n = T1 – T2 * 100 T1

MAQUINAS TÉRMICAS T1

Región de alta temperatura

Fuente de calor

Q1 = Calor que entra Máquina Térmica

Trabajo producido= W

Q2 = Calor saliendo T2

Región de baja temperatura

Q1 = W + Q2

%n = 1 – Q2 * 100 Q1

W = Q1 – Q2

%n= W * 100 Q1

Sumidero de calor

W = (%n) (Qentra) 100 %n = 1 – T2 * 100 T1 T1 =

Q2 = Q1 T2 T1

-T2 %n - 1 100

CAMBIO DE ENTROPÍA DE LA FUENTE DE CALOR ∆SF = -Q1  Fuente de calor T1 ∆SR = Q2  Sumidero de calor T2 ∆ST = ∆SF + ∆SR

Longitud

Volumen

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 m2

1 m3 = 1 x 106 cm3 1 m3 = 35.3147 pie3 1 m3 = 6.102 x 10 in3 1 m3 = 1000 Litros 1 pie3 = (12)3 in3 1 pie3 = 7.48 gal 1 pie3 = 2.8317 x 10 m3 1 cm3 = 0.000001 m3 1 litro = 0.0353 pie3 12 m3 = 12,000,000 cm3 1 in3 = 0.000016387064 m3

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

Masa 1 kg = 1000 g 1 g = 1000 mg 1 lb = .454 kg 1 lb = 454 g 1 slug = 32.2 lb

Potencia 1 w = 1 J s-1 1 kw = 103 w = 103 kg m s-1 = 103 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 cm3 bar 1 J = 9.86923 cm3 atm (Ergio=Dina cm) 1 J = 107 dina cm = 107 Ergios 1 J = 0.239006 cal 1 J = 5.12197 x 10-3 pie psia = 0.737562 pie lbf 1 J = 9.47831 x 10-4 Btu 1J=mN 1 J = m3 Pa (N/m2 = Pa) 1 Btu = 778 lbf pie 1 Btu = 252 cal 1 Btu = 1055 J 1 KJ = 1000 J 1 gr / cm3 = 1000 kg / m3

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 = 102 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 1 atm = 1.033 kgf/cm2

1 atm = 10.33 mmH2O

1 atm = 1033 gf/cm2