Transcript Document


เป็ นของไหล
แก๊ส
สมบัติทวั่ ไป
รู ปร่ างเปลี่ยนตามภาชนะ
 ปริ มาตร แพร่ เต็มภาชนะ
 ความหนาแน่ นต่า

ความดัน P ปริ มาตร V อุณหภูมิ T เป็ นปัจจัยกาหนด
สภาวะของแก๊ส

ความดัน = แรง/พื้นที่ เกิดจาก โมเลกุล ชน ผนังภาชนะ
ทาให้ P เท่ากันทัว่ ภาชนะ
ความดัน

เครื่ องวัด P บรรยากาศ  barometer
สุ ญญากาศ
ความดันบรรยากาศ
Hg

ความดันบรรยากาศ
1 บรรยากาศ = 760 mm Hg
ความดัน

เครื่ องวัดความดันของแก๊ส  manometer
 manometer แบบ ปลายเปิ ด
P (ความดันบรรยากาศ)
Gas

h
P แก๊ส = P บรรยากาศ (mm) + h (mm)
ความดัน

Manometer แบบ ปลายปิ ด
Gas

P แก๊ส = h (mm)
สุ ญญากาศ
h = ความดันแก๊ส
ความดัน ปริ มาตร อุณหภูมิ ของแก๊ส (ต่อ)

ความดันมาตรฐาน = 1 บรรยากาศ
 หน่ วยความดันในระบบ SI  Pa (Pascal)
2
 1 Pa = 1 N m
5
 ความดัน 1 บรรยากาศ = 1.013  10 Pa
= 760 mm Hg
= 17.7 lb/in2
= 1.013  106 dyne/cm2
= 760 Torr
ความดัน ปริ มาตร อุณหภูมิ ของแก๊ส (ต่อ)


ปริ มาตร หน่วย SI = dm3

แต่นิยมใช้ l (1 dm3 = 1 l)

และ ml (cm3)
อุณหภูมิ มักใช้ K

K  (°C + 273)

T มาตรฐาน = 0 °C (หรื อ273.15 K)
กฎของบอยล์ (Boyle’s law)

เมื่อ T, n คงที่
V1/P
หรื อ PV = ค่าคงที่
P1 V1 = P2 V2
P
T2
T1 T2 > T1
V
กราฟแต่ละเส้น  ที่ทาที่ T เดียวกัน  isotherm
plot P vs 1/V หรื อ PV vs P จะได้กราฟเส้นตรงดังนี้
PV
P
1/V
P

แก๊สที่เป็ นไปตาม Boyle’s law  ได้กราฟแบบข้างต้น

เป็ นแก๊สอุดมคติ (ideal gas)

แก๊สจริ งจะเป็ นตามนี้ เมื่อ P ปานกลาง และ T สูง

(Boyle’s law : P1V1 = P2V2)
กฎของชาร์ลส์-แกลูสซัก (Charles Gay-Lussac)
ถ้าทาให้แก๊สร้อนขึ้นที่ P คงที่ แก๊สจะมี V เพิม่ ขึ้น ตาม
เศษส่ วนของปริ มาตรแก๊สที่ 0°C เท่า ๆ กันทุก °C ที่เพิม่ ขึ้น”
เศษส่ วนปริ มาตรแก๊สที่ 0°C = 1
273
 ถ้า T เพิ่มขึ้น 20°C (293 K)
(ปริ มาตรเพิ่มขึ้น = 20 ของ V ที่ 0°C)
273

ถ้า V ที่ 0°C
\ V เพิ่มขึ้น

= 273 cm3
20  273 = 20 cm3
273
\ ที่ 293 K; V = 293 cm3

กฏนี้เรี ยกสั้น ๆว่า  กฎของชาร์ลส์


Vt = Vo (1 +  t)
 1
273

ถ้าทาให้แก๊สเย็นลงถึง - 273 °C (0 K)
V-273
= V0 (1 + 1 (- 273)
273
= V0 (1 - 1)
=0
V
V0
-273
0 °C
t °C


ที่ - 273 °C = 0 °K (ศูนย์สมั บูรณ์)
ปริ มาตรแก๊ส = 0
 แก๊ส กลายเป็ นของเหลว (ก่อนถึง 0 °K)
 ถ้าวัด V และ T ที่ 2 สถานะ จะได้

V1 =
V2
T1
T2
 หรื อ V
 T
สมการสถานะของแก๊ส

Boyle’s law
PV
Charles’s law V =
T
\ รวมสมการ PV =
T
“สมการรวมกฏแก๊ส”
หรื อ
P1V1
T1
= คงที่ (เมื่อ T, n คงที่)
คงที่ (เมื่อ P, n คงที่)
ค่าคงที่
=
P2V2
T2
ตัวอย่าง O2 มีปริ มาตร 2.7 ลิตร ที่ 600 mm Hg อุณหภูมิ 33°C
จะมีปริ มาตรเท่าใด ที่ STP
วิธีทา
สถานะ I
สถานะ II (STP)
P:
600 mm Hg
760 mm Hg
V:
2.7 ลิตร
?
T:
273+33 = 306
273 K
P1V1 =
T1
V2 =
V2
=
V2
=
P2V2
T2
P1V1  T2
T1
P2
600  2.7  2.73
306
760
1.90 ลิตร
กฎอโวกาโดร
“เมื่อ T, P คงที่ ปริ มาตรของแก๊ส เป็ นสัดส่ วนโดยตรงกับ
จานวนโมเลกุล (จานวนโมล) ของแก๊ส”
V  n (n = จานวนโมล)
หรื อ
\
V = ค่าคงที่
n
PV = ค่าคงที่ = R (gas constant)
nT
สมการแก๊
ส
อุ
ด
มคติ
PV = nRT
( P= atm, V = l, T = oK )
หรื อเรี ยกว่า “สมการสถานะของแก๊สอุดมคติ”
 แก๊สทุกชนิ ด 1 โมลมีปริ มาตร 22.4 ลิตร ที่ STP
 ค่าของ R
= 0.082 atm l K-1 mol-1
= 8.314 J K-1 mol-1
= 8.314 k Pa dm3 K-1 mol-1
ประโยชน์ของสมการสถานะของแก๊ส


สมการสถานะของแก๊สหา M.W.(น.น.โมเลกุล) และ d
(ความหนาแน่น) ได้
PV = nRT
PV = g RT
g = น.น. Gas
M.W. M.W. = น.น. โมเลกุล
และ P = g RT
v M.W.
P = d RT
d = ความหนาแน่น
M.W.
ตัวอย่างคานวณ
ตัวอย่าง แก๊สหนัก 0.0287 กรัม ปริ มาตร 50 cm3ที่ 25°C ความดัน
760 mm Hg จงหา M.W.ของ แก๊สนี้
วิธีทา
M.W. = gRT
PV
= (0.0287 กรัม)(0.082 atm l K-1 mol -1 )  298 oK
(1 atm)  (50 x 10-3 l )
\ M.W = 14.02 กรัม/โมล
กฏความดันย่ อยของดัลตัน


เมื่อ แก๊ส 2 ชนิดขึ้นไป ผสมกันโดยไม่ทาปฏิกิริยากัน ความ
ดันรวมจะเท่ากับความดันของแก๊สทุกชนิดรวมกัน
ความดันของแต่ละแก๊ส  ความดันย่อย
Pt = Pa + Pb + Pc + ……..
Pt = ความดันรวม
Pa , Pb , Pc = ความดันย่อยของแก๊ส a, b, c

Pt = Pa + Pb = nt RT (เมื่อแก๊ส a และ b ผสมกัน)
V
ความดันย่อยกับเศษส่ วนโมล(mole fraction)
เศษส่ วนโมลของแก๊ส A =
จานวนโมล A
จานวนโมลทั้งหมด
ให้ nA = จานวนโมล A
nt = จานวนโมลทั้งหมด
\เศษส่ วนโมล A
=
nA =
nt
XA
ความดันย่อยกับเศษส่ วนโมล (ต่อ)
PA =
nA RT;
Pt = nt RT
V
V
\ PA = nA
\ PA = nA  Pt
Pt nt
nt
แต่ nA
= XA (เศษส่ วนโมล A)
nt
PA = XA. Ptotal
 ความดันย่อย A = XA Pรวม
ตัวอย่าง นา O2 100 cm3 ความดัน 360 mm Hg และ CO2 150 cm3
ความดัน 300 mm Hg ผสมกันในขวด 200 cm3 อุณหภูมิเท่ากันตลอด
จงหา Pรวม ของแก๊สผสม
วิธีทา: จาก Boyle’s law (P1V1=P2V2)
PO2 = 360  100 = 180 mm Hg
200
PCO2 = 300  150 = 225 mm Hg
200
Pรวม = PO2 + PCO2
= 180 + 225
= 405 mm Hg
การเก็บแก๊สแทนที่น้ า
P gas = Pวัดได้ – Pไอน้ า
ตัวอย่าง การเก็บแก๊ส O2 โดยการแทนที่น้ า
มี V = 84 cm3 ความดันวัดได้ 748 mm Hg,
T = 30oC จงหาปริ มาตร O2 ที่ STP ถ้า Pไอน้ า = 31.8 mm
วิธีทา:
PO2 = Pt - PH2O
= 748 - 31.8 = 716.2 mm Hg
หา V ของ O2 ที่ STP จาก
P1V1 = P2V2
T1
T2
แทนค่า : V2 = P1V1  T2
T1 x P2
= 716.2  84  273
303  760
= 71.3 cm3
ตัวอย่างการหาความดันย่อยจาก Pย่อย = Xย่อย  Pรวม
ตัวอย่าง แก๊สผสม มี O2 48 กรัม, CO2 22 กรัม อยูใ่ นภาชนะ
11.2 ลิตร, T = 27 °C จงหา Pย่อยของ O2 และ CO2 (O=16, C=12)
วิธีทา O2 48 กรัม = 48 = 1.5 โมล
32
CO2 22 กรัม = 22 = 0.5 โมล
44
ความดันรวม Pt = nt RT = 2 x 0.082  300 = 4.4 atm
V
11.2
P ย่อย = Xย่อย  Pรวม
XO2 = 1.5 = 0.75 โมล
2
XCO2 = 0.5 = 0.25 โมล
2
PO2 = 0.75  4.4 = 3.3 atm
PCO2 =0.25  4.4 = 1.1 atm
ตัวอย่างอื่นๆ
ตัวอย่าง ผสม N2 และ H2 เข้าด้วยกัน แล้วปล่อยให้เข้าสู่สมดุล ที่สมดุล
มี N2 24.58 %, H2 73.76 %, NH3 1.66 % จงหาค่า K (Pรวม = 10 atm)
วิธีทา
N2
PN2 =
PH2 =
PNH3 =
+ 3H2
(0.2458)  10
(0.7376)  10
(0.0166)  10
2 NH3
= 2.458
= 7.376
= 0.166
KP =
PNH32
PN2  PH3
=
(0.166)2
(2.46)  (7.38)3
= 2.78  10-5 atm-2
กฏการแพร่ ผา่ นของเกรแฮม
ถ้า gas 2 ชนิดผสมกันในภาชนะเดียวกัน แก๊สเกิดการแพร่ (diffusion)
แต่
การที่ gas แพร่ ผา่ นรู เล็ก ๆ จากภาชนะหนึ่ง ไปอีกภาชนะหนึ่ง คือ
การแพร่ ผา่ น (effusion)
vacuum
Gas
การแพร่ ผา่ นของแก๊ส
Graham: อัตราการแพร่ ผา่ น 
1
d
d = ความหนาแน่นของแก๊ส
ถ้ามี gas 2 ชนิด A กับ B
RA

RB
dB
dA
RA

RB
MB
MA
ตัวอย่าง แก๊ส SO2 กับ CO2 อย่างไหนแพร่ ผา่ นเร็ วกว่ากัน
(S = 32, O = 16, C = 12)
R CO 2
R SO 2

MSO 2
MCO 2

64
44
 1.21
ตัวอย่าง แก๊ส A มี d = 0.8 g / l แพร่ ได้เร็ วกว่าแก๊ส B 1.56 เท่า
แก๊ส B มี d = ?
dB
RA
วิธีทา

 1.56
dA
dB
dA
dB
RB
 (1.56) 2
 2.43
 2.43  0.8  1.94 g/l
ประโยชน์ของการแพร่ ผา่ น
แยกแก๊สผสม
แยก ไอโซโทปของแก๊ส
เช่น 235UF6 กับ 238UF6
R235UF6 = 1.004 เท่า R 238UF6
ทาให้เกิดการแพร่ ผา่ นหลาย ๆ ครั้ง  แยกได้
( 238UF6 มี น.น.โมเลกุลมากกว่า 235UF6)
M.W. 238UF6 = 238 + 114 = 352
M.W. 235UF6 = 235 + 114 = 349
ทฤษฎีจลน์ของแก๊ส
อธิบายความเป็ นไป (ธรรมชาติ) ของแก๊ส มีใจความสาคัญ 5 ข้อ คือ
1.
molecule แก๊ส เล็กมาก เมื่อเทียบกับระยะระหว่างโมเลกุล
(ไม่คิด V ของ molecule)
2.
molecule แก๊ส เคลื่อนที่เป็ นเส้นตรง ด้วยความเร็ วเท่ากัน
(ความดันเท่ากันทุกทิศทาง)
3.
แรงผลัก-แรงดึงดูด ระหว่าง molecule น้อยมาก ยกเว้นเมื่อชน
กัน (molecule เคลื่อนที่เป็ นเส้นตรงเสมอ ถ้าไม่ชนกัน)
4.
การชนเป็ น elastic (ไม่สูญเสี ย K.E.)
5.
พลังงานจลน์เฉลี่ยเป็ นสัดส่ วนกับ T
แก๊ สที่มีพฤติกรรมตามทฤษฎีนี้
เรียกว่ า แก๊ สอุดมคติ Ideal gas
วิถีเสรี เฉลี่ย (mean free path)
วิถีเสรี เฉลี่ย ( l ) คือ
ระยะทางที่ molecule วิง่ ไปจนปะทะกับอีก molecule หนึ่ง
ขึ้นกับ จานวนและ ขนาด molecule
l = 1
pnd2
n = จานวนโมเลกุล ต่อ 1 cm3
d = เส้นผ่าศูนย์กลาง molecule (cm)
ที่ STP
n  3  1019 d  3  10-8 cm
\ l  100 nm
พลังงานจลน์กบั อุณหภูมิ ของแก๊ส
จากทฤษฎีจลน์ และสมการของแก๊ส
PV = 2/3 N (K.E.) ( N = จานวน molecule)
K.E.  เฉลี่ย ต่อ 1 mol
\ PV = nRT = 2/3 N (K.E.)
 ถ้า n = 1 โมล, N = จานวนโมเลกุลใน 1 โมล
\ K.E. = 3/2(1)RT
N
เมื่อ k = R  คงที่ = 1.39  10-23 JK-1 molecule-1
3/ kT
N
\ K.E.
=
2
k ( Boltzmann Const. )

ความเร็ วของโมเลกุล
โมเลกุลมีความเร็ วต่าง ๆ กัน แต่ส่วนใหญ่
 ความเร็ ว  ความเร็ วเฉลี่ย (average velocity)
Maxwell-Boltzmann  การแจกแจงความเร็ วของ โมเลกุล
 Plot จานวนโมเลกุล VS ความเร็ วโมเลกุล
Vmp
จานวน
โมเลกุล
V
Vrms
ความเร็ วโมเลกุล
v
Vmp
Vrms
จำนวน
molecule
ควำมเร็ว molecule
Vmp = most probable velocity
(ความเร็ วที่มีจานวนโมเลกุลมากที่สุด)
v = average velocity (ความเร็ วเฉลี่ย)
Vrms= root mean square velocity = V 2
(รากที่ 2 ของค่าเฉลี่ย V2)
Vmp: V : Vrms
สูตร
= 1 : 1.14 : 1.21
Vmp 
2RT
M

8RT
V
Vrms 
R
T
M
=
=
=
pM
V
2

3RT
M
-1
-1
Gas const. (8.314 JK mol )
อุณหภูมิ (K)
M.W. (kg/mol)
ตัวอย่าง จงหา Vmp, V และ Vrms ของ H2 ที่ 25°C
วิธีทา
2RT
Vmp


J
Vmp

M
2  8.314 JK -1 mol -1  298 K
0.002 kg mol -1
2 -2
kg m s
J
kg

1,574.0

1,574.0 m s
-1
V 


Vrms 


8RT
pM
8  8.314  2.98
3.14  0.002
-1
1,775 m s
3RT
M
3  8.314  298
0.002
-1
1,927 m s
ทฤษฎีจลน์กบั กฎของแก๊ส

ทฤษฎีจลน์ของแก๊ส สอดคล้องกับกฏ Graham
 ทฤษฎีจลน์: ที่ T เดียวกัน Gas ทุก molecule
มี K.E. เฉลี่ย เท่ากัน
 K.E. molecule ที่ I = K.E. molecule ที่ II
หรือ
1 m V2
2 1 1
V1
V2


1 m V2
2 2 2
m2
m1

R1
R2
แก๊สจริ ง-การเบี่ยงเบนจาก Ideal Gas

สมการ Ideal Gas ใช้ได้กบั Real Gas เมื่อ T, P ปานกลาง (ไม่ดี ถ้า P
สูง T ต่ามาก) เพราะที่ P สูง และ T ต่า แก๊สอยูใ่ กล้กนั มากขึ้น แรง
ดึงดูดระหว่างโมเลกุลมากขึ้น จึงเบี่ยงเบนจากแก๊สอุดมคติมาก (เรา
ถือว่าแก๊สอุดมคติไม่มีแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุล)
T3 > T2 > T1
T3
PV
T2
T1
P
แก๊สจริ งแต่ละชนิด  เบี่ยงเบนต่างกัน
N2
CH4
He
PV
200
400
600
P (atm)
H2
T = 0°C
He เบี่ยงเบนน้อยที่สุด : b.p. ต่ามาก, ทาเป็ นของเหลวยากที่สุด
แก๊สที่ b.p.สูง ทาเป็ นของเหลวง่าย  เบี่ยงเบนมาก เช่น CO2, NH3
PV
 factor สภาพอัดได้
nRT
(ใช้บอกว่าแก๊สจริ งเบี่ยงเบนจากแก๊สอุดมคติมากน้อยอย่างไร)
PV
=
1
(ถ้
า
n
=
1)
nRT
PV
nRT > 1 เบี่ยงเบนทางบวก
Ideal Gas:
Real Gas:
:
Gas ที่
PV
nRT < 1 เบี่ยงเบนทางลบ
PV ต่า บีบอัดได้มากกว่า PV สูง
nRT
nRT

กราฟ PV V.S. P บอกการเบี่ยงเบนจาก Ideal Gas
RT
PV
RT
N2 0°C
H2 0°C
CO2 40°C
Ideal Gas
1.0
n=1
P
PV ต่าบีบอัดได้มาก
RT
สมการสาหรับ แก๊สจริ ง


สมการสาหรับแก๊สจริ งที่ใช้ได้ดีที่สุด
สมการ Van der Waals
2 

n
a
P 
 v - nb   nRT
2 

v 

a, b = VdW const. ของแต่ละ แก๊ส
n = จานวนโมล
a = ค่าคงที่ ที่คิดแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุล
แก๊สจริ ง มีแรงดึงดูดระหว่าง molecule  การชนผนังภาชนะ
(ความดัน) ไม่แรงเท่าที่ควร
2 

n
a
\ P 
 ทาให้ความดัน  Ideal Gas
2 

v 

ค่า a วัดจากแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลของแก๊ส
การแก้ไขปริ มาตร
สมการแก๊สอุดมคติไม่พิจารณาปริ มาตรของแก๊ส คือสมมุติให้แก๊ส
เคลื่อนที่ทวั่ ทั้งภาชนะ
 แก๊สจริ งมีปริ มาตร การเคลื่อนที่ไม่ทว
ั่ ภาชนะ การเคลื่อนน้อยลง
เท่ากับส่ วนที่เป็ นปริ มาตรโมเลกุล

เพื่อให้เป็ นไปตามสมการแก๊สอุดมคติ ต้องลบปริ มาตรออก
ส่ วนหนึ่ง
\ (V-nb) ; b ได้จากการวัด ปริ มาตรโมลาร์ ของ แก๊ส
2

n a
\สมการ VDW สาหรับแก๊สจริ ง คือ P  2 v - nb   nRT
v 

อุณหภูมิวกิ ฤต-ความดันวิกฤต





แก๊ส เปลี่ยนเป็ น ของเหลว (เมื่อ T ต่าหรื อ P สูง)
อุณหภูมิสูงสุ ด ที่ทาให้แก๊สเป็ นของเหลวได้
 อุณหภูมิวิกฤต (critical Temp.), TC
ความดันต่าสุ ด ที่จะทาให้แก๊ส เปลี่ยนเป็ น ของเหลว
 ความดันวิกฤต (Critical Pressure), PC
การลด T เป็ นการลดพล้งงานจลน์ แก๊สรวมตัวกันจนเป็ น
ของเหลว
การเพิ่ม P เป็ นการลดระยะระหว่างโมเลกุลแก๊สมีแรงดึงดูด
กัน กลายเป็ นของเหลว
แก๊สที่มีแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุลมาก
ทาให้เป็ นของเหลวง่าย เนื่องจาก TC สูง (ใกล้ อุณหภูมิหอ้ ง)
เช่น CO2 (TC = 31 °C, PC = 73 atm)
แก๊สที่มีแรงดึงดูดระหว่างโมเลกุล ต่า
ทาให้เป็ นของเหลวยาก เนื่องจาก TC ต่า
เช่น H2, N2 (TC <<<0 °C)  ใกล้เคียง ideal Gas

TC และ PC หาได้จากการ
คานวณเมื่อทราบ a และ b
ของแก๊สนั้น

TC =
8a
27Rb

PC =
a
2
27b
a, b ค่าคงที่ VDW ของแก๊ส
R= ค่าคงที่ของแก๊ส
Tc และ Pcของแก๊สบางชนิด
Tc (๐C)
He
-268
H2
-240
N2
-147
O2
-119
CO2
31
SO2
157
Pc(atm)
23
13
33.5
50
73
78
ปรากฏการณ์ จูล-ทอมสัน
ใช้ทาให้แก๊ส เป็ น ของเหลว โดยเพิ่ม P แล้วลด P ลงทันที ทาให้
แก๊ส เย็นตัวลง แก๊สจึงเปลี่ยนเป็ น ของเหลว
แก๊สเย็นลง เพราะ มีการดึงพลังงานจลน์ ไปใช้ในการขยายตัว
แก๊ส บางชนิด เช่น H2, He ร้อนขึ้น เมื่อให้ขยายตัวโดยลดความดัน
แก๊สประเภทนี้ จะเย็นลงได้เมื่อ T < อุณหภูมิผกผัน
( H2 = -80 °C, He = -228 °C)
ปรากฏการณ์จูล-ทอมสัน นี้ ใช้ทาอากาศเหลวในทางอุตสาหกรรม
(และใช้แอมโมเนียเหลวดูดความร้อนออกไป)
ตัวอย่างคานวณเรื่ อง Gas
1. แก๊ส CO 35 กรัม มี V = 30 ลิตร แก๊ส CO2 33 กรัม มี V = ?
ที่ T, P เดียวกัน (C = 12, O = 16)
วิธีทา PV = nRT
CO ;
P x 30 = 35 RT
28
P = 35
RT
28  30
= 0.04
CO2 ;
PV
= 33 RT
44
V
= 33  RT
28 P
= 33  1
44 0.04
= 18.75 ลิตร
อาจจะใช้สูตร V1 = V2 (กฎอโวกาโดร) ก็ได้
n1 n2
ถ้าบรรจุ O2 10 l, 50 atm, 25 °C ลงในถังที่ทนความดันได้ 70
atm เก็บไว้ที่ 38°c ถังจะระเบิดหรื อไม่
P1 =
P2
T1
T2
50 =
P2
298
311
P2 = 50 x 311
298
= 52 atm
\ ถังไม่ระเบิด
ในการเตรี ยม H2 จาก Zn กับ H2SO4 ได้ H2 0.5 l ที่ 293 K, 770 mm
Hg จงหาว่าจะต้องใช้ Zn อย่างน้อยที่สุดกี่กรัม (Zn = 65.4)
วิธีทา Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2
หา V ที่ STP :
P1V1 =
T1
770  0.5 = 760  V2
293
273
V2 = 0.472 ลิตร
ที่ STP 22.4 ลิตร= 1 โมล
\
0.472 ลิตร = 0.472/22.4 = 0.021
H2 1 โมล ใช้ Zn = 65.4 กรัม
H2 0.021 โมล ใช้ Zn= 65.4  0.021 กรัม
= 1.38 กรัม
P2V2
T2
โมล