2. Zasada zachowania ilości substancji-w zjawiskach fizycznych liczba cząsteczek nie zmienia się oraz nie zmienia się liczba atomów podczas reakcji chemicznej. Jednostki jej pomiaru : długość [m], masa[kg], czas[s], natężenie prądu el . [A], temperatura [K], ilości materii[mol], światłość[Cd].

4. Temperatura- stopień nagrzania ciała, odróżnia ciało cieplejsze od zimniejszego oraz umożliwia analityczny opis przepływu ciepła.

Według kinematyczno-molekularnej teorii, temperatura jest mira średniej energii kinematycznej postępowego ruchu cząsteczek (wzrost temperatury powoduje zmianę faz, zmniejszenie energii, zanik ruchu, szczególnie, gdy T dąży do 0)

Skale pomiaru temperatury: bezwzględna[K], Celsjusza, Fahrenheita, Reaumura, praktyczna.

6. Gaz doskonały - hipotetyczny gaz, którego drobiny nie przyciągają się wzajemnie, są nieskończenie małe i sztywne, tzn. wewnątrz cząsteczek nie występują drgania oraz zgodnie z teoria kinetyczna molekularna gaz ten w rozumieniu termodynamicznym nie jest pozbawiony lepkości tzn. nie tak jak w hydromechanice, gdzie płyn doskonały definiowany jest jako płyn nielepki.

Gaz połdoskonały - w odróżnieniu od gazu doskonełego, w cząsteczkach tego gazu występują drgania, wiec atomy w cząsteczce powiązane są miedzy sobą sprężyście. Najbardziej zbliżone zachowanie do gazów doskonałych są gazy jednoatomowe, do których należą hel, argon i neon.

Termiczne parametry stanu: ciśnienie, temperatura i objętość właściwa ; tylko 2 spośród 3 tych parametrów są niezależne, trzeci zaś jest określony za pomocą równania stanu.

Prawo Boyle’a i Marriote’a- wykazali oni ze przy stałej ilości gazu doskonałego i przy stałej temperaturze iloczyn ciśnienia przez objętość gazu jest wielkością stałą

pV=const

Prawo Gay-Lussaca- przy stałej ilości gazu i przy stałym ciśnieniu objętość gazu podczas jego ogrzewania wzrasta wraz ze wzrostem temperatury zgodnie z zależnością liniowa V = V_o(1 +  T), gdzie V_o- objętość gazu przy temperaturze, - temperaturowy współczynnik rozszerzalności objętościowej gazu.

8. Prawo Avogadra-w równych objętościach rożne gazy doskonale znajdują się w równych temperaturach i w równych ciśnieniach i zawierają równe liczby cząsteczek.

$$\frac{m_{1}}{m_{2}} = \frac{Nc_{1}}{Nc_{2}} = \frac{n_{1}M_{1}}{n_{2}M_{2}}$$

gdzie: N- liczba cząstek, µc- masa czas taczkowa, n- liczba moli gazu, Mµ-masa molowa

Wnioski wynikające z prawa Avogadra:

1) przy jednakowych ciśnieniach i temperaturze, gęstości gazów doskonałych są wprost proporcjonalne, a objętości właściwe odwrotnie proporcjonalne do ich masy cza teczkowej(molowej)

2) przy jednakowych ciśnieniach i temperaturach w jednakowych objętościach zawarte są jednakowe liczby kilomoli

3) przy jednakowych ciśnieniach i temperaturach objętości molowe rożnych gazów doskonałych są jednakowe.

Uniwersalna stała gazowa $\overset{\overline{}}{R}$ odniesiona do kilo mola jako jednostka ilości substancji ma jednakowa wartość dla wszystkich gazów doskonałych (wg skali izotopu węgla ¹²C.

$\overset{\overline{}}{R} = (8314,29_{-}^{+}{0,3}$) ≅ 8314,9

10. Ciśnienie udziałowe (składnikowe lub parcjalne)- ciśnienie jakie wywierałby składnik, gdyby sam tylko zajmował cala objętość V przy tej samej temperaturze, jaka posiada mieszanina.

$Z_{i} = \frac{p_{i}}{p} = \left\{ \begin{matrix} p_{i}V = n_{i}\overset{\overline{}}{R}T \\ \text{pV} = n\ \overset{\overline{}}{R}T \\ \end{matrix} \right.\ $ , 1

$$\sum_{i = 1}^{n}{p_{i} =}\sum_{i = 1}^{n}{p_{z_{i}} =}\ p\sum_{i = 1}^{n}{z_{i} = p_{n}}$$

Prawo Daltona- suma ciśnień udziałowych wszystkich składników mieszaniny gazu doskonałego jest równa ciśnieniu mieszaniny

stała gazowa mieszaniny

R_m=$\frac{\sum_{i = 1}^{n}{m_{i}R_{i}}}{m}$=$\sum_{i = 1}^{n}{g_{i}R_{i}}$, więc $R_{m} = \overset{\overline{}}{R}\sum_{i = 1}^{n}\frac{g_{i}}{M_{i}}$