Volumul molar de oxigen. Masa molară și moleculară relativă a unei substanțe. Volumul molar al unei substanțe. Legătură chimică. formarea și structura moleculelor

Una dintre unitățile de bază din Sistemul Internațional de Unități (SI) este Unitatea de măsură a unei substanțe este molul.

Cârtiță – aceasta este cantitatea de substanță care conține tot atâtea unități structurale ale unei substanțe date (molecule, atomi, ioni etc.) câte atomi de carbon sunt conținute în 0,012 kg (12 g) dintr-un izotop de carbon 12 CU .

Având în vedere că valoarea masei atomice absolute pentru carbon este egală cu m(C) = 1,99 10  26 kg, se poate calcula numărul de atomi de carbon N A, conținut în 0,012 kg de carbon.

Un mol din orice substanță conține același număr de particule din această substanță (unități structurale). Numărul de unități structurale conținute într-o substanță cu o cantitate de un mol este 6,02 10 23 si se numeste numărul lui Avogadro (N A ).

De exemplu, un mol de cupru conține 6,02 10 23 atomi de cupru (Cu), iar un mol de hidrogen (H 2) conține 6,02 10 23 molecule de hidrogen.

Masă molară(M) este masa unei substanțe luate într-o cantitate de 1 mol.

Masa molară este desemnată cu litera M și are dimensiunea [g/mol]. În fizică ei folosesc unitatea [kg/kmol].

În cazul general, valoarea numerică a masei molare a unei substanțe coincide numeric cu valoarea masei sale moleculare relative (atomice relativă).

De exemplu, greutatea moleculară relativă a apei este:

Мr(Н 2 О) = 2Аr (Н) + Аr (O) = 2∙1 + 16 = 18 a.m.u.

Masa molară a apei are aceeași valoare, dar se exprimă în g/mol:

M (H2O) = 18 g/mol.

Astfel, un mol de apă care conține 6,02 10 23 molecule de apă (respectiv 2 6,02 10 23 atomi de hidrogen și 6,02 10 23 atomi de oxigen) are o masă de 18 grame. Apa, cu o cantitate de substanță de 1 mol, conține 2 moli de atomi de hidrogen și un mol de atomi de oxigen.

1.3.4. Relația dintre masa unei substanțe și cantitatea acesteia

Cunoscând masa unei substanțe și formula sa chimică și, prin urmare, valoarea masei sale molare, puteți determina cantitatea de substanță și, dimpotrivă, cunoscând cantitatea de substanță, puteți determina masa acesteia. Pentru astfel de calcule ar trebui să utilizați formulele:

unde ν este cantitatea de substanță, [mol]; m– masa substanței, [g] sau [kg]; M – masa molară a substanței, [g/mol] sau [kg/kmol].

De exemplu, pentru a găsi masa de sulfat de sodiu (Na 2 SO 4) într-o cantitate de 5 moli, găsim:

1) valoarea masei moleculare relative a Na 2 SO 4, care este suma valorilor rotunjite ale maselor atomice relative:

Мr(Na2SO4) = 2Аr(Na) + Аr(S) + 4Аr(O) = 142,

2) o valoare egală numeric a masei molare a substanței:

M(Na2SO4) = 142 g/mol,

3) și, în final, masa a 5 moli de sulfat de sodiu:

m = ν M = 5 mol · 142 g/mol = 710 g.

Raspuns: 710.

1.3.5. Relația dintre volumul unei substanțe și cantitatea acesteia

În condiții normale (n.s.), adică la presiune R , egal cu 101325 Pa (760 mm Hg) și temperatură T, egal cu 273,15 K (0 С), un mol de gaze și vapori diferiți ocupă același volum egal cu 22,4 l.

Se numește volumul ocupat de 1 mol de gaz sau vapori la nivelul solului volumul molargaz și are dimensiunea litru pe mol.

V mol = 22,4 l/mol.

Cunoscând cantitatea de substanță gazoasă (ν ) Și valoarea volumului molar (V mol) puteți calcula volumul său (V) în condiții normale:

V = ν V mol,

unde ν este cantitatea de substanță [mol]; V – volumul substanței gazoase [l]; V mol = 22,4 l/mol.

Și, invers, cunoscând volumul ( V) a unei substanțe gazoase în condiții normale, se poate calcula cantitatea acesteia (ν). :

Volumul molar al unui gaz este egal cu raportul dintre volumul gazului și cantitatea de substanță a acestui gaz, adică.

V m = V(X) / n(X),

unde V m este volumul molar al gazului - constant pentru orice gaz în condiții date;

V(X) – volumul gazului X;

n(X) – cantitatea de substanță gazoasă X.

Volumul molar al gazelor în condiții normale (presiunea normală p n = 101.325 Pa ≈ 101,3 kPa și temperatura T n = 273,15 K ≈ 273 K) este V m = 22,4 l/mol.

Legile gazelor ideale

În calculele care implică gaze, este adesea necesară trecerea de la aceste condiții la cele normale sau invers. În acest caz, este convenabil să folosiți formula care urmează din legea combinată a gazelor Boyle-Mariotte și Gay-Lussac:

pV / T = p n V n / T n

Unde p este presiunea; V - volum; T - temperatura pe scara Kelvin; indicele „n” indică condiții normale.

Fracție de volum

Compoziția amestecurilor de gaze este adesea exprimată folosind fracția de volum - raportul dintre volumul unei componente date și volumul total al sistemului, adică.

φ(X) = V(X) / V

unde φ(X) - fracție de volum componenta X;

V(X) - volumul componentei X;

V este volumul sistemului.

Fracția de volum este o mărime adimensională; este exprimată în fracții de unitate sau ca procent.

Exemplul 1. Ce volum va ocupa amoniacul cu o greutate de 51 g la o temperatură de 20°C și o presiune de 250 kPa?

Exemplul 2. Determinați volumul pe care îl va ocupa un amestec de gaze care conține hidrogen, cântărind 1,4 g și azot, cântărind 5,6 g, în condiții normale.

Legea relațiilor volumetrice

Cum se rezolvă o problemă folosind „Legea relațiilor volumetrice”?

Legea raporturilor de volum: volumele de gaze implicate într-o reacție sunt legate între ele ca numere întregi mici egale cu coeficienții din ecuația de reacție.

Coeficienții din ecuațiile de reacție arată numărul de volume de substanțe gazoase care reacţionează și formate.

Exemplu. Calculați volumul de aer necesar pentru arderea a 112 litri de acetilenă.

1. Compunem ecuația reacției:

2. Pe baza legii relațiilor volumetrice, calculăm volumul de oxigen:

112 / 2 = X / 5, de unde X = 112 5 / 2 = 280l

3. Determinați volumul de aer:

V(aer) = V(O 2) / φ(O 2)

V(aer) = 280 / 0,2 = 1400 l.

Denumiri de acizi sunt formate din denumirea rusă a atomului central al acidului cu adăugarea de sufixe și terminații. Dacă starea de oxidare a atomului central al acidului corespunde numărului de grup al Sistemului Periodic, atunci numele se formează folosind cel mai simplu adjectiv din numele elementului: H 2 SO 4 - acid sulfuric, HMnO 4 – acid permanganic. Dacă elementele formatoare de acid au două stări de oxidare, atunci starea intermediară de oxidare este desemnată prin sufixul –ist-: H 2 SO 3 – acid sulfuros, HNO 2 – acid azotat. Sunt folosite diverse sufixe pentru denumirile acizilor halogen care au multe stări de oxidare: exemple tipice– HClO 4 – clor n acid, HClO 3 – clor novat acid, HClO 2 – clor ist acid, HClO – clor novatist acid ic (acidul fără oxigen HCl se numește acid clorhidric - de obicei acid clorhidric). Acizii pot diferi în ceea ce privește numărul de molecule de apă care hidratează oxidul. Conțin acizi cel mai mare număr atomii de hidrogen se numesc ortoacizi: H 4 SiO 4 este acid ortosilicic, H 3 PO 4 este acid ortofosforic. Acizii care conțin 1 sau 2 atomi de hidrogen se numesc metaacizi: H 2 SiO 3 - acid metasilicic, HPO 3 - acid metafosforic. Se numesc acizi care conțin doi atomi centrali di acizi: H 2 S 2 O 7 – acid disulfuric, H 4 P 2 O 7 – acid difosforic.

Numele compușilor complecși sunt formate în același mod ca denumiri de săruri, dar cationului sau anionului complex i se dă o denumire sistematică, adică se citește de la dreapta la stânga: K 3 - hexafluoroferrat(III) de potasiu, SO 4 - sulfat de cupru(II) tetraamină.

Denumiri de oxizi sunt formate folosind cuvântul „oxid” și cazul genitiv al numelui rusesc al atomului central al oxidului, indicând, dacă este necesar, starea de oxidare a elementului: Al 2 O 3 - oxid de aluminiu, Fe 2 O 3 - fier (III) oxid.

Numele bazelor sunt formate folosind cuvântul „hidroxid” și cazul genitiv al numelui rusesc al atomului central de hidroxid, indicând, dacă este necesar, starea de oxidare a elementului: Al(OH) 3 - hidroxid de aluminiu, Fe(OH) 3 - fier (III) hidroxid.

Numele compușilor cu hidrogen se formează în funcţie de proprietăţile acido-bazice ale acestor compuşi. Pentru compușii formatori acizi gazoși cu hidrogen se folosesc următoarele denumiri: H 2 S – sulfan (hidrogen sulfurat), H 2 Se – selan (hidrogen seleniură), HI – hidrogen iodură; soluțiile lor în apă se numesc hidrogen sulfurat, respectiv acizi hidroselenic și respectiv iodhidric. Pentru unii compuși cu hidrogen se folosesc denumiri speciale: NH 3 - amoniac, N 2 H 4 - hidrazină, PH 3 - fosfină. Compușii cu hidrogen având o stare de oxidare de –1 se numesc hidruri: NaH este hidrură de sodiu, CaH 2 este hidrură de calciu.

Denumiri de săruri sunt formate din denumirea latină a atomului central al reziduului acid cu adăugarea de prefixe și sufixe. Numele sărurilor binare (cu două elemente) sunt formate folosind sufixul - eid: NaCl – clorură de sodiu, Na 2 S – sulfură de sodiu. Dacă atomul central al unui reziduu acid care conține oxigen are două stări de oxidare pozitive, atunci cea mai mare stare de oxidare este indicată cu sufixul - la: Na 2 SO 4 – sulf la sodiu, KNO 3 – nitr la potasiu, iar cea mai scăzută stare de oxidare este sufixul - aceasta: Na 2 SO 3 – sulf aceasta sodiu, KNO 2 – nitr aceasta potasiu Pentru a denumi sărurile cu halogen care conțin oxigen, se folosesc prefixe și sufixe: KClO 4 – BANDĂ clor la potasiu, Mg(ClO 3) 2 – clor la magneziu, KClO 2 – clor aceasta potasiu, KClO - hipo clor aceasta potasiu

Saturație covalentăsconexiunepentru ea– se manifestă prin faptul că în compuși nu există elemente s- și p electroni nepereche, adică toți electronii neperechi ai atomilor formează perechi de electroni de legătură (excepțiile sunt NO, NO 2, ClO 2 și ClO 3).

Perechile de electroni singuri (LEP) sunt electroni care ocupă orbitali atomici in perechi. Prezența NEP determină capacitatea anionilor sau moleculelor de a forma legături donor-acceptor ca donatori de perechi de electroni.

Electronii nepereche sunt electroni ai unui atom, continuți unul într-un orbital. Pentru elementele s și p, numărul de electroni nepereche determină câte perechi de electroni de legătură poate forma un anumit atom cu alți atomi prin mecanismul de schimb. Metoda legăturii de valență presupune că numărul de electroni nepereche poate fi crescut cu perechi de electroni singuri dacă există orbiti liberi în nivelul electronilor de valență. În majoritatea compușilor elementelor s și p nu există electroni neperechi, deoarece toți electronii neperechi ai atomilor formează legături. Cu toate acestea, moleculele cu electroni neperechi există, de exemplu, NO, NO 2, au reactivitate crescută și tind să formeze dimeri ca N 2 O 4 datorită electronilor neperechi.

Concentrație normală - acesta este numărul de alunițe echivalente in 1 litru de solutie.

Conditii normale - temperatura 273K (0 o C), presiune 101,3 kPa (1 atm).

Mecanisme de schimb și donor-acceptor de formare a legăturilor chimice. Educaţie legaturi covalenteîntre atomi se poate întâmpla în două moduri. Dacă formarea unei perechi de electroni de legătură are loc datorită electronilor neperechi ai ambilor atomi legați, atunci această metodă de formare a unei perechi de electroni de legătură se numește mecanism de schimb - atomii fac schimb de electroni, iar electronii de legătură aparțin ambilor atomi legați. Dacă perechea de electroni de legătură este formată din cauza perechii de electroni singure a unui atom și a orbitalului vacant al altui atom, atunci o astfel de formare a perechii de electroni de legătură este un mecanism donor-acceptor (vezi. metoda legăturii de valență).

Reacții ionice reversibile - acestea sunt reacții în care se formează produse care sunt capabile să formeze substanțe inițiale (dacă ținem cont de ecuația scrisă, atunci despre reacțiile reversibile putem spune că pot proceda într-o direcție sau alta cu formarea de electroliți slabi sau slab solubili). compuși). Reacțiile ionice reversibile sunt adesea caracterizate prin conversie incompletă; întrucât în ​​timpul unei reacții ionice reversibile se formează molecule sau ioni care provoacă o deplasare către produșii de reacție inițiali, adică par să „încetinească” reacția. Reacțiile ionice reversibile sunt descrise folosind semnul ⇄, iar cele ireversibile - semnul →. Un exemplu de reacție ionică reversibilă este reacția H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H +, iar un exemplu de reacție ireversibilă este S 2- + Fe 2+ → FeS.

Agenti oxidanti – substanţe în care în timpul reacţiilor redox scad stările de oxidare ale unor elemente.

Dualitate redox - capacitatea substanțelor de a acționa în reacții redox ca agent oxidant sau reducător în funcție de partener (de exemplu, H2O2, NaNO2).

Reacții redox(OVR) – Acestea sunt reacții chimice în timpul cărora se modifică stările de oxidare ale elementelor substanțelor care reacţionează.

Potential de oxidare-reducere - o valoare care caracterizează capacitatea redox (rezistența) atât a agentului oxidant, cât și a agentului reducător care formează semireacția corespunzătoare. Astfel, potențialul redox al perechii Cl 2 /Cl -, egal cu 1,36 V, caracterizează clorul molecular ca agent de oxidare și ionul de clorură ca agent reducător.

oxizi - compuși ai elementelor cu oxigen în care oxigenul are o stare de oxidare de –2.

Interacțiuni de orientare– interacțiuni intermoleculare ale moleculelor polare.

osmoza - fenomenul de transfer al moleculelor de solvent pe o membrană semipermeabilă (permeabilă doar la solvent) către o concentrație mai mică de solvent.

Presiune osmotica - Proprietatea fizico-chimică a soluțiilor datorită capacității membranelor de a trece numai molecule de solvent. Presiunea osmotică dintr-o soluție mai puțin concentrată egalizează viteza de penetrare a moleculelor de solvent în ambele părți ale membranei. Presiunea osmotică a unei soluții este egală cu presiunea unui gaz în care concentrația de molecule este aceeași cu concentrația de particule din soluție.

bazele Arrhenius - substanțe care desprind ionii de hidroxid în timpul disocierii electrolitice.

baze Bronsted - compuși (molecule sau ioni de tip S 2-, HS -) care pot atașa ioni de hidrogen.

Terenuri conform lui Lewis (bazele lui Lewis) – compuși (molecule sau ioni) cu perechi singure de electroni capabili să formeze legături donor-acceptor. Cea mai comună bază Lewis sunt moleculele de apă, care au proprietăți puternice de donator.

Scopul lecției: formează conceptul de volume molare, milimolare și kilomolare ale gazelor și unitățile lor de măsură.

Obiectivele lecției:

• Educational– consolidarea formulelor studiate anterior și găsirea legăturii dintre volum și masă, cantitatea de substanță și numărul de molecule, consolidarea și sistematizarea cunoștințelor elevilor.
• De dezvoltare– dezvoltarea abilităților și abilităților de a rezolva probleme, abilități de a gandire logica, lărgește orizonturile elevilor, lor Abilități creative, capacitatea de a lucra cu literatură suplimentară, memorie pe termen lung, interes pentru subiect.
• Educational– pentru a educa indivizii cu nivel inalt cultură, pentru a forma nevoia de activitate cognitivă.

Tip de lecție: Lecție combinată.

Echipamente și reactivi: Tabel „Volum molar de gaze”, portretul lui Avogadro, pahar, apă, pahare de măsurare cu sulf, oxid de calciu, glucoză cu o cantitate de substanță de 1 mol.

Planul lecției:

1. Moment organizatoric (1 min.)
2. Test de cunoștințe sub forma unui sondaj frontal (10 min.)
3. Completarea tabelului (5 min.)
4. Explicația materialului nou (10 min.)
5. Consolidare (10 min.)
6. Rezumat (3 min.)
7. Teme pentru acasă(1 min.)

În timpul orelor

1. Moment organizatoric.

2. Conversație frontală pe probleme.

Cum se numește masa unui mol de substanță?

Cum se raportează masa molară și cantitatea unei substanțe?

Care este numărul lui Avogadro?

Cum este numărul lui Avogadro legat de cantitatea de materie?

Cum putem raporta masa și numărul de molecule ale unei substanțe?

3. Acum completați tabelul rezolvând problemele - aceasta este munca de grup.

4. Studierea materialelor noi.

„...Vrem nu numai să știm cum funcționează natura (și cum fenomene naturale), dar și, dacă se poate, să atingă un scop, poate utopic și îndrăzneț în aparență, - să afli de ce natura este exact așa cum este și nu alta. Oamenii de știință găsesc cea mai mare satisfacție în acest lucru.”
Albert Einstein

Deci, scopul nostru este să găsim cea mai mare satisfacție ca oamenii de știință adevărați.

Cum se numește volumul unui mol dintr-o substanță?

De ce depinde volumul molar?

Care va fi volumul molar al apei dacă M r = 18 și ρ = ​​1 g/ml?

(Desigur 18 ml).

Pentru a determina volumul, ați folosit formula cunoscută din fizică ρ = m / V (g/ml, g/cm3, kg/m3)

Să măsurăm acest volum folosind ustensile de măsurat. Să măsurăm volumele molare de alcool, sulf, fier, zahăr. Sunt diferiți pentru că... densități diferite (tabel de densități diferite).

Dar gazele? Se dovedește că 1 mol de orice gaz în condiții ambientale. (0°C și 760 mm Hg) ocupă același volum molar de 22,4 l/mol (prezentat pe tabel). Cum se va numi volumul de 1 kilomol? Kilomolar. Este egal cu 22,4 m 3 / kmol. Volumul milimolar 22,4 ml/mol.

De unde a venit acest număr?

Rezultă din legea lui Avogadro. Corolar din legea lui Avogadro: 1 mol de orice gaz în condiții ambientale. ocupă un volum de 22,4 l/mol.

Vom auzi acum puțin despre viața savantului italian. (raport despre viața lui Avogadro)

Acum să ne uităm la dependența valorilor de diferiți indicatori:

Dintr-o comparație a datelor obținute, trageți o concluzie (relația dintre volumul și cantitatea unei substanțe pentru toate substanțele gazoase (în condiții standard) este exprimată prin aceeași valoare, care se numește volum molar.)

Se desemnează V m și se măsoară în l/mol etc. Să derivăm o formulă pentru găsirea volumului molar

Vm = V/v , de aici puteți afla cantitatea de substanță și volumul de gaz. Acum să ne amintim formulele studiate anterior, este posibil să le combinăm? Puteți obține formule universale pentru calcule.

m/M = V/V m;

V/V m = N/Na

5. Acum să consolidăm cunoștințele dobândite cu ajutorul calculului mental, astfel încât cunoștințele prin abilități să fie aplicate automat, adică se vor transforma în abilități.

Pentru răspunsul corect vei primi un punct, iar în funcție de numărul de puncte vei primi o notă.

1. Care este formula hidrogenului?
2. Care este greutatea sa moleculară relativă?
3. Ce este Masă molară?
4. Câte molecule de hidrogen vor fi în fiecare caz?
5. Ce volum vor ocupa in conditii normale? 3 g H2?
6. Cât vor cântări 12 10 23 de molecule de hidrogen?
7. Ce volum vor ocupa aceste molecule în fiecare caz?

Acum să rezolvăm problemele în grupuri.

Sarcina nr. 1

Probă: Ce volum ocupă 0,2 mol N 2 la nivelul zero?

1. Ce volum ocupă 5 mol O 2 la nivelul solului?
2. Ce volum ocupă 2,5 moli de H 2 la nivelul solului?

Sarcina nr. 2

Probă: Ce cantitate de substanță conține hidrogen cu un volum de 33,6 litri la nivelul solului?

Probleme de rezolvat independent

Rezolvați probleme conform exemplului dat:

1. Ce cantitate de substanță conține oxigen cu un volum de 0,224 litri în condiții ambientale?
2. Ce cantitate de substanță conține dioxidul de carbon cu un volum de 4,48 litri la nivelul solului?

Sarcina nr. 3

Probă: Ce volum vor ocupa 56 g de CO gaz în condiții standard?

Probleme de rezolvat independent

Rezolvați probleme conform exemplului dat:

1. Ce volum vor ocupa 8 g de O 2 gaz în condiţii de mediu?
2. Ce volum vor ocupa 64 g de SO 2 gaz la nivelul zero?

Sarcina nr. 4

Probă: Ce volum conține 3·10 23 molecule de hidrogen H 2 la nivel zero?

Probleme de rezolvat independent

Rezolvați probleme conform exemplului dat:

1. Ce volum conține 12,04 · 10 23 molecule de hidrogen CO 2 în condiții standard?
2. Ce volum conține 3,01·10 23 molecule de hidrogen O 2 în condiții standard?

Conceptul de densitate relativă a gazelor ar trebui dat pe baza cunoștințelor lor despre densitatea corpului: D = ρ 1 /ρ 2, unde ρ 1 este densitatea primului gaz, ρ 2 este densitatea al doilea gaz. Cunoașteți formula ρ = m/V. Înlocuind m în această formulă cu M și V cu V m, obținem ρ = M/V m. Apoi densitatea relativă poate fi exprimată folosind partea dreaptă a ultimei formule:

D = ρ 1 /ρ 2 = M 1 / M 2.

Concluzie: densitatea relativă a gazelor este un număr care arată de câte ori masa molară a unui gaz este mai mare decât masa molară a altui gaz.

De exemplu, determinați densitatea relativă a oxigenului în comparație cu aer și hidrogen.

6. Rezumând.

Rezolvați probleme pentru a consolida:

Aflați masa (un.s.): a) 6 litri. O 3; b) 14 l. gaz H2S?

Care este volumul de hidrogen în condiții ambientale? se formează prin interacțiunea a 0,23 g de sodiu cu apa?

Care este masa molară a gazului dacă 1 litru. masa sa este de 3,17 g? (Sugestie! m = ρ V)

Înainte de a rezolva problemele, ar trebui să cunoașteți formulele și regulile de a găsi volumul de gaz. Ar trebui să ne amintim legea lui Avogadro. Și volumul de gaz în sine poate fi calculat folosind mai multe formule, alegând-o pe cea potrivită dintre ele. La selectarea formulei necesare, mare importanță au condiții de mediu, în special temperatură și presiune.

legea lui Avogadro

Se spune că la aceeași presiune și aceeași temperatură, aceleași volume de gaze diferite vor conține același număr de molecule. Numărul de molecule de gaz conținute într-un mol este numărul lui Avogadro. Din această lege rezultă că: 1 Kmol (kilomol) dintr-un gaz ideal, orice gaz, la aceeași presiune și temperatură (760 mm Hg și t = 0*C) ocupă întotdeauna un volum = 22,4136 m3.

Cum se determină volumul de gaz

• Formula V=n*Vm poate fi găsită cel mai adesea în probleme. Aici volumul de gaz în litri este V, Vm este volumul molar de gaz (l/mol), care în condiții normale = 22,4 l/mol, iar n este cantitatea de substanță în moli. Când condițiile nu au cantitatea unei substanțe, dar există o masă a substanței, atunci procedăm astfel: n=m/M. Aici M este g/mol (masa molară a substanței), iar masa substanței în grame este m. În tabelul periodic este scris sub fiecare element, ca masa atomică a acestuia. Să adunăm toate masele și să obținem ceea ce căutăm.
• Deci, cum se calculează volumul de gaz. Iată sarcina: acid clorhidric dizolvați 10 g de aluminiu. Întrebare: cât de mult hidrogen poate fi eliberat tu.? Ecuația reacției arată astfel: 2Al+6HCl(g)=2AlCl3+3H2. La început, găsim aluminiul (cantitatea) care a reacționat după formula: n(Al)=m(Al)/M(Al). Luăm masa aluminiului (molar) din tabelul periodic M(Al) = 27 g/mol. Să înlocuim: n(Al)=10/27=0,37 mol. Din ecuația chimică se poate observa că la dizolvarea a 2 moli de aluminiu se formează 3 moli de hidrogen. Este necesar să se calculeze cât hidrogen va fi eliberat din 0,4 moli de aluminiu: n(H2)=3*0,37/2=0,56mol. Să înlocuim datele în formulă și să găsim volumul acestui gaz. V=n*Vm=0,56*22,4=12,54l.