24 de enero de 2011

Guia Nº1. Estequiometría. Conceptos

Guía de trabajo Nº  1 . Química V
ESTEQUIOMETRIA
ESTEQUIOMETRIA: es la parte de la química, que permite, basandose en las leyes gravimétricas (de peso)  y volumétricas (de volumen),  calcular en forma sencilla las cantidades en peso o volumen de reactivos necesarios para obtener una determinada cantidad de productos.
ESTEQUIOMETRIA: Del griego στοιχειον, (stoicheion), letra o elemento básico constitutivo y μετρον ( métron), medida.

¿Para qué me sirve la estequiometría? ¿Necesito aprender este tema?

La estequiometria te ayuda a realizar operaciones mentales nuevas o distintas, a pensar de otra manera las cosas y  a entender mejor lo que conocemos-
Toda la industria  productiva (metalúrgica, farmacéutica, petrolera, etc) , hace uso de esta rama de la química de una u otra manera , también el productor, el comerciante, el médico, etc. Sepamos de qué se trata.

Para entender mejor a esta rama de la química, es necesario establecer algunos conceptos básicos indispensables para su estudio.
Para estudiar conviene que tengas la tabla periódica abierta a mano, un diccionario , libros de texto ( ver bibliografia en el programa de la materia)  y acceso a internet.

Normas a seguir para resolver los problemas: Escribir correctamente la ecuación química que represente la reacción.

1)     Balancear la ecuación. Si la ecuación no está balanceada y se realizan los cálculos basandose en ella , los resultados no van a ser los correctos. Los índices estequiométricos son fundamentales y teniéndolos en cuenta nos aseguramos de cumplir con las leyes ponderales.



Referencia "Indices estequiométricos":  http://es.wikipedia.org/wiki/Estequiometr%C3%ADa

 Este número  funciona en cierta forma como un multiplicador indicando el número de moléculas de un determinado tipo que participa en una ecuación química dada.



\mathrm{CH_4 + 2\,O_2 \to CO_2 + 2\,H_2O}
El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son en principio números enteros, aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios.
Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso en el ejemplo, CH4 y CO2 no llevan ningún coeficiente delante.
2)     Escribir debajo de las sustancias que interesen  en la reacción a los efectos de resolver el problema, las masas correspondientes ( los valores los encontraras en la  tabla periódica) , y en caso de ser moléculas debes realizar la suma de las masas atómicas, por ejemplo H2O  sería la suma de las masas de 2 átomos de  H mas la masa de 1 átomo de oxigeno=( 2.1)+( 1.16)=18.

3)     Cuando se desprende un gas siempre lo hace en forma molecular. (O2,H2, etc). Tenerlo en cuenta al escribir las ecuaciones.

4)     Un mol de cualquier sustancia al estado gaseoso en C.N.P.T ocupa un volumen de 22,4 litros , este es el Volumen molar.

Referencia: "Quimica" Garritz-Chamizo.Cap. 4. Concepto de mol, (unidad para cantidad de materia en el SI)
http://books.google.com.ar/books?id=kbvDfKe1810C&pg=PR1&dq=garritz+chamizo&hl=en&sa=X&ei=NcsrUeOIPMur0AG5vIGwCQ&ved=0CCoQ6AEwAA

 El estado físico de los reactivos y de los productos puede indicarse mediante los símbolos (g), (l) y (s), para indicar los estados gaseoso, líquido y sólido, respectivamente. Por ejemplo:

Para describir lo que sucede cuando se agrega cloruro de sodio (NaCl) al agua, se escribe:
               H2O (l)
NaCl (s)  ------> NaCl(ac)

 ac significa disolución acuosa

 Al escribir H2O sobre la flecha se indica el proceso físico de disolver una sustancia en agua y también para indicar disociación.

El conocimiento del estado físico de los reactivos y productos es muy útil en el laboratorio. Por ejemplo, cuando reaccionan el bromuro de potasio (KBr) y el nitrato de plata (AgNO3) en medio acuoso se forma un sólido, el bromuro de plata (AgBr).

Si no se indican los estados físicos de los reactivos y productos, una persona no informada podría tratar de realizar la reacción al mezclar KBr sólido con AgNO3 sólido, que reaccionan muy lentamente o no reaccionan.
KBr (ac) +  AgNO3(ac) -->AgBr(s) + KNO3(ac)

Información derivada de las ecuaciones ajustadas

Cuando se ha ajustado una ecuación, los coeficientes representan el número  de moléculas y/o de moles de reactivos y productos.

                          

 Partimos de   esta fórmula :  CO2

¿Que información te da la  fórmula respecto del dióxido de carbono?
  • Que sus moléculas están formadas por 2 átomos de oxigeno y un átomo de carbono.
  • Que representa una molécula de dióxido de carbono.
  • Que representa un mol de partículas ( en este caso moléculas) de ese gas.
                                Supongamos que  un recipiente contiene un mol de CO2.

¿Qué significa contar con un mol de dióxido de carbono?

Lo determino:
Busco las masas atómicas individuales en la tabla periódica.

Entonces :  1átomo de  C= 12,01    y    2 átomos deO= 2.(15,99)= 31,98
¿Qué unidad tiene este número?---->  u.m.a  (unidad de masa atómica).

Referencia. "Estequiometria quimica"- Joaquin Rodriguez Garnizo. pag 77 - 83


 http://books.google.com.ar/books?id=dYdElFxneloC&pg=PA78&lpg=PA78&dq=cambio+de+referente+en+la+unidad+de+masa+atomica&source=bl&ots=uZio4ydvvy&sig=9DZKwnNQKHD3AaKzqgNmwf_t0cM&hl=es&ei=tpm7TKGXAsP38Aa99KXDDw&sa=X&oi=book_result&ct=result&resnum=6&ved=0CCgQ6AEwBQ#v=onepage&q&f=false




Las limitaciones del Hidrogeno para formar combinaciones binarias con gran numero de elementos afectaba negativamente  la determinación experimental de pesos atómicos relativos, ya que estos pesos  se determinaban a partir de las relaciones de pesos de combinación con el.  El oxigeno tiene  mayores `posibilidades  de combinación por esto se desecho al H como elemento de referencia. Berzelius propusiera en 1826 una tabla de masas atómicas relativas que  estaba construida adoptando como unidad de masa atómica la dieciseisava parte de la masa del oxigeno.

En la escala de Dalton la u.m.a era la masa del átomo de H, al oxigeno se le asignaba el valor: 16 y en la escala de Berzelius u.m.a era la 1/16 parte de la masa del átomo de oxigeno. Luego se adopta al C como referente-

En las experiencias ordinarias de laboratorio, el químico no utiliza cantidades de sustancia del orden del átomo o la molécula, sino otras muy superiores, del orden de gramos normalmente. Es, pues, mucho mas útil introducir un nuevo concepto: una unidad que siendo múltiplo de la masa de un átomo o una molécula, represente cantidades de materia ponderables.

Así, de un elemento , por ejemplo  del elemento hidrógeno, se puede tomar una cantidad de gramos que sea igual al número expresado por su masa  atómica, esa cantidad es llamada:  átomo-gramo.

La masa atómica del hidrógeno es 1,0079 u.m.a; luego, 1,0079 g de hidrógeno equivalen a un átomo-gramo de hidrógeno.
De forma similar, se define la molécula-gramo de una sustancia como el número de gramos de esa sustancia igual a su masa molecular.
 Ejemplo: la masa molecular del hidrógeno (H2) es 2,0158 u.m.a; luego, 2,0158 g de hidrógeno equivalen a una molécula-gramo de hidrógeno.

Un átomo-gramo o una molécula-gramo serán múltiplos de la masa de un átomo o de  una molécula, respectivamente. 

Este múltiplo resulta de multiplicar el valor de la masa atómica o de la masa molecular por un factor N, que no es otro que el número de veces que es mayor la unidad de masa «gramo» que la unidad de masa «uma».
 De todo esto se deduce que un átomo-gramo de cualquier elemento o una molécula-gramo de cualquier sustancia contiene igual número de átomos o moléculas,  siendo precisamente ese número el factor N.
 El valor de N, determinado experimentalmente, es de 6,023 x 1023 y es lo que se conoce como número de Avogadro:
N = 6,023 x 10 23
 Esto condujo al concepto con el que se han sustituido los términos ya antiguos de molécula-gramo y de átomo-gramo: el mol.
Mol es la cantidad de materia que contiene un número de Avogadro, N, de partículas unitarias o entidades fundamentales (ya sean éstas moléculas, átomos, iones, electrones, etc.).
También puede definirse como:
Mol es la cantidad de materia que contiene un número de entidades igual al número de átomos contenidos en 12 g del isótopo del carbono de masa 12: carbono-12.
La masa de un mol de cualquier sustancia es el número de gramos de esa sustancia igual en valor a su masa molecular. A esta masa se la denomina Masa molar y se mide en g/mol.

Sustituimos  los conceptos de átomo-gramo y de molécula-gramo  por el de mol.
Hay que puntualizar que en los compuestos iónicos no existen verdaderas moléculas, sino multitud de iones individuales dispuestos en redes cristalinas. Así, la fórmula NaCl no representa una molécula individual, sino que expresa que en el compuesto hay igual número de iones Na+ que de iones Cl -. El término mol no sería apropiado en este caso, pero para soslayar este problema la partícula unitaria, par iónico,  se entendería aquí en el sentido de «fragmento que contiene el número de átomos de cada tipo indicado por su fórmula». Por eso, el mol de NaCl contendrá N iones Na+ y N iones Cl -. En este caso, en lugar de peso molecular sería más correcto hablar de peso fórmula.


Entonces:  1 mol  de CO2  tiene una masa de 31,98 g, ya que el mol se expresa en g  y nos conviene porque es  una unidad que podemos manejar.

31,98 g no puede ser el peso de una sola molécula del gas sino de un mol de moléculas .

®  ACTIVIDAD  № 1
Completar siguiendo el ejemplo

Ejemplo
                                    4 K °                    +       O°2                 à   2 K2+1O-2
                                                                    


Átomos, moléculas o iones          
     4 K °                 
4 átomos
      2
1 molécula
      2 K2+1O-2
2 particulas unitarias, fórmulas mínimas, etc
Moles
4 moles de átomos
1 mol de moléculas
2 moles de p.unitarias
Volumen molar ( solo para gases)


1 volumen molar 22,4
litros


Masa
4(39,09)= 156,36g
2 ( 15,99)= 31,98g
2[2(39,09)+15,99]=196,34g
Número de partículas
4(6,02x1023) átomos
(6,02x1023)moléculas
2(6,02x1023) p.u

Completar


                                    Br 2               +             Cl2               ®                2BrCl


Átomos, moléculas o iones          
       Br 2    


            Cl2

                2BrCl

Moles






Volumen molar ( solo en caso de gases)






Masa






Número de partículas








Realizar el mismo procedimiento para los siguientes ejercicios:
Las ecuaciones deben estar balanceadas .              
                                                                              
Na2CO3 + 2.HCl ®  CO2 (g) + H2O + 2.NaCl

Al2O3   +   HCl   ®   AlCl3 +   H2O                                             
 
           ¿¿

®  ACTIVIDAD  № 2

Contestar:¿¡Qué frase es falsa en relación con la siguiente reacción ajustada?
                                                  
Pesos Atómicos: C = 12.01, H = 1.008, O = 16.00.


CH4          +         2 O2
                  à
    2H2O    +     CO2





a) La reacción de 16.0 g de CH4 da 2 moles de agua.
b) La reacción de 16.0 g de CH4 da 36.0 g de agua.
c)  La reacción de 32.0 g de O2 da 44.0 g de dióxido de carbono.
d) Una molécula de CH4 requiere 2 moléculas de oxígeno.
e) Un mol de CH4 da 44.0 g de dióxido de carbono.


®  ACTIVIDAD  № 3

Resolver
a) Se ha comprobado experimentalmente que 1,25 g de nitrógeno medido en Condiciones Normales de Presion y Temperatura (C.N.P.T) o ( P.T.N) ocupan un volumen de un litro. ¿ Qué volumen ocupa un mol de moléculas en las mismas condiciones?
PN= 1 atm o 760mmHg
TN= 0ºC ó 273 K
b) Calcule la cantidad de moléculas existentes en 140 g de dióxido de carbono
c) ¿Que volumen en CNPT ocupan las moléculas del inciso b?

d) Cuál de las siguientes notaciones es la que representa correctamente el valor de una u.m.a?
 *12g
  *1,99.10-23g/12
   *12/6,02.10-23 
  *1/12g   
  *1,99.10 -23 g/6

e) ¿Cuántos átomos de hierro estan presentes en una muestra que contiene 2,35 moles de hierro? *12,04.10 23  at  *  2,56.10 23 at   *1,41.10 24   *2,83.10 24 at  * 7,71.10 22 at   *1,73.10 21 at
 
¿A qué se llama fórmula química?
Es el agrupamiento de símbolos químicos que representa una molécula o unidad estructural de una sustancia simple o compuesta.
Una fórmula indica:
Ø Los elementos que la componen
Ø Cuántos átomos de cada clase componen la molécula
Ø Cómo calcular masa molecular relativa-MMr
Ø Cómo calcular el volumen molar
Ø Cómo calcular el equivalente de cada elemento
Ø Cómo calcular el número de oxidación …etc
Ya sabemos que con la masa atómica relativa –MAr- se puede hallar  la masa molecular relativa- MMr-.

Conociendo la MMr y la fórmula química podemos hallar la composición centesimal.

Ejemplo  CO2

44g CO2           contiene® 12,0 g de C
100 g CO2        contiene®    x g de C

12,0 g de C x 100 g CO
----------------------------- =  27,27 g de C cada 100 g de COEntonces el 27,27% es C
      44 g de CO

¿Y el % de Oxigeno?

44g CO2           contiene ® 32,0 g de O
100 g CO2       contiene® x g de O

32,0 g de O x 100 g CO
-----------------------------  =72,72 g de O cada 100 g de CO2 .Entonces el 72,72% es O
       44 g de CO

¿Cuál es el equivalente de cada elemento en el compuesto?

Cada 12 g de C ®32,0 g de O
           1 g de C   ® x

32 g O x 1 g C
----------------- =2,66 g O
       12 g C


El equivalente de O en el dióxido es 2,66 g o sea 2,66g de O se combinan con 1 g de C.

¿Pero, puedo yo  llegar a la fórmula de un compuesto?


Por ejemplo, suponiendo que quiera saber la fórmula del dióxido de carbono, conociendo su MMr, procedo de la siguiente manera:

La composición centesimal ya la hemos averiguado:
27,27% de C    72,72% de O

Busco en la tabla las MAr ( masa atomica relativa )

MAr del C =  12,01

MAr del O =  15,99

Si 15,99g de O  ®  1átomo  g de O
     72,72g de O  ®x  4,54 át g de O

O sea cada 100 g de dióxido de C tengo 4,54 átomo g de O

Si 12,01 g de C ®1 átomo  g de C
     27,27g de C ®x   2,27 átomo g de C

O sea cada 100 g de dióxido de carbono tengo 2,27 átomo g de C

Entonces
                                      Fórmula centesimal:      C2,27O4,54
                   
Si a estas cifras las dividimos por la menor (MCD)

Para el C  2,27/2,27= 1     Para el O   4,54/2,27=2
                                         
                                         Fórmula mínima:        C1O2

Representación de la mínima relación en que los átomos se encuentran en una sustancia.

Fórmula molecular ( si se forman moléculas)  . Necesitamos tener la MMr ( masa molecular relativa ) y esta se divide por la masa de la fórmula mínima .Luego se multiplican los subíndices  de la fórmula mínima por ese factor:

MMr C1O2      = 44g
Masa formula mínima = 44g
MMr / Mfm =44g/44g = 1
El número 1 multiplica a los subíndices de la fórmula mínima .

Fórmula mínima     C1O2  

1 multiplica a los subíndices 1 y 2 .  En este caso coinciden fórmula mínima y molecular.

                                               Fórmula molecular:   C1O

®  ACTIVIDAD  № 4

Resolver
a) Calcule la composición centesimal de un sistema formado por 30 g de limaduras de hierro, 24 g de etanol y 10 g de agua
b) Determine el porcentaje de nitrógeno en los siguientes óxidos: monóxido de nitrógeno, trióxido de dinitrógeno y pentóxido de di nitrógeno
c) Cual de los siguientes óxidos tiene mayor porcentaje de cromo: monóxido de cromo, trióxido de dicromo, dióxido de cromo,trióxido de cromo.

®  ACTIVIDAD  № 5

a) Disponemos de una muestra de 10 g de un compuesto orgánico cuya masa molecular es 60. Cuando analizamos su contenido obtenemos: 4g de C, 0,67g de H y 5,33 g de O. Calcule la fórmula empírica y molecular.
b) Un compuesto analizado dio la siguiente compòsición centesimal: K=26,57%, Cr= 35,36% ,O=38,07%. Calcule fórmula mínima del compùesto.
c) Deduce la fórmula mínima de un hidrocarburo que, en un análisis, dio la siguiente composición porcentual: C=85,63% y H=14,37%
d) La explosión de un paquete bomba ocurrida en Barcelona en 1987, ocasiono varios heridos. El paquete en cuestión contenía azufre y otro compuesto formado por un 28,97959% de Cl, 31,83673% de K y el resto de oxigeno. Determinar:  la fórmula molecular del compuesto, sabiendo que en 10 g del mismo hay 0,4916.10-23   moléculas.
e) En noviembre de 1994, la zona de Bihac fue bombardeada por la aviación serbia con napalm. Sabiendo que en 25 g de napalm hay 18,1818 g de C, 2,9356 g de H, 3,0303 g de O , 0,852272 g de Al, y que la masa molecular del napalm esta comprendida entre 500 y 1000, determinar la fórmula del napalm.

Ejercicios adicionales
a) ¿Que masa de P contendrá doble número de átomos que 3 g de oxígeno?
* 2,25g   *3g   *5,8g   *11,6g   *5g
b)Una muestra de 2 g de glucosa pura contiene 0,8g de C ,1,07g de O y 0,13g de H. Si su masa molecular es 180 ¿Cuál es la fórmula correcta?
C6O6H12        COH2            CO6H       C2O6H2       C6O12H6
c) El ácido ascorbico o vitamina C posee la siguiente composición centesilam:40,92% de C, 4,58% de H y 54,50% de O. ¿ Cuál es su fórmula mínima?
*COH      COH3     C2O2H3     COH4    C3O3H

®  ACTIVIDAD  № 6

a) Indica si cada una de las siguientes afirmaciones don V o F .

-el equivalente g de un elemento siempre es el mismo
-la ley de Dalton es la de la conservación de la masa
-la relación de masas en que se combinan dos elementos es una relación de números enteros
-el equivalente g del H es 1,008g

b) Hallar las fórmulas mínimas de las sustancias cuyas composiciones son:
1) S: 50% O: 50%
2) Cl: 52,78% Cu: 47,22%
3) S: 13,39 5 Pb: 86,61%

®  ACTIVIDAD  № 7

Leer y Realizar los ejercicios de la siguiente página

®  ACTIVIDAD  № 8

Diseñar una red conceptual
Con todos los conceptos contemplados en esta guia de trabajo arma tu propia  red, se da a continuacion  como ejemplo una red realizada con la siguiente herramienta:
https://www.mindmeister.com/es/users/login




Ejercicios optativos.
pre-evaluacion


http://kcc.netau.net/--->http://www.fiquimakcc.es/
Entrar en: Ejercicios resueltos de composicion centesimal, fórmula empírica , molecular


Guía de estudio N°3 : Magnitudes
Cátedra de Introducción a los sistemas biológicos UNC


Química. Ciclo de nivelación  UNCu


Boletín de problemas

http://www.iesnicolascopernico.org/FQ/4ESO/Cs13Eva.proyecto.4A.pdf
http://www.iesnicolascopernico.org/FQ/4ESO/boquibas0910.pdf


ANEXO TEORICO

¿ Cuáles son las masas de los átomos y moléculas?
Son partículas pequeñísimas por lo tanto también tienen masas pequeñísimas difíciles de determinar y también de usar en cálculos matemáticos ya que las cifras llevan muchos ceros o  hay que usar notación científica.
Ej  Carbono. 1 átomo = 1,66 x 10-24  g, así que en lugar de trabajar con átomos o moléculas se trabaja con masas atómicas relativas y masas moleculares relativas.

¿Qué significa masas relativas?
Si tengo pelotas de distintos deportes, fútbol, básquet, golf, ping pong, etc y decido arbitrariamente que la masa de la pelotita de ping pong es igual a uno, la masa de la pelotita de tenis comparada con la de ping pong será  3 veces mayor , la de golf 1 vez y media , la de fútbol   30 veces mayor, etc
Cada una de estas cantidades son masas relativas ya que te indican cuantas veces las masas de las pelotas es mayor que la de ping pong que tomé como unidad.

Masa de la pelota de tenis/Masa de pelota de ping pong= 3  

De la misma forma se fijaron las masas atómicas relativas y las moleculares relativas, ya que debo fijar un punto de comparación. 

Se toma como unidad la doceava parte de la masa del átomo de carbono de masa 12 exacto ( el isótopo de masa 12 ) ( ver  isótopos)
A este valor se lo llama unidad de masa atómica,μ.

1 μ = 1/12 de la masa de un átomo de carbono de masa 12.

En la práctica a estas masas se las llama por costumbre  “ peso atómico y peso molecuar”

Esta forma de llamar a las Mar y MMr indica un concepto falso:
Porque no son pesos, sino relaciones de masas.
Porque por ser una relación de masas , es un número adimensional, es decir , no tiene unidades, son valores relativos ( si dividen la masa en gramos de la pelotita de tenis por la masa en gr de  la pelotita tomada como unidad , las unidades se simplifican, queda un número sin unidades).
La fuerza de la costumbre impone nombres que a veces no son correctos conceptualmente, pero se siguen usando..

MAr ( peso atómico) de un elemento es el número que indica cuántas veces la masa de ese elemento es mayor que la unidad de masa atómica μ.
De la misma manera: Masa molecular relativa MMr

Si decimos que  la MAr del sodio es 22,989768 expresamos que

Masa del átomo de sodio/1/12 de la masa del atomo de C de masa 12 = 22,989768

Masa de átomo de sodio/ μ.= 22,,989768

Se denomina ATOMO GRAMO a la masa atómica expresada en gramos.

MASA ATOMICA del Na= 22,989768
ATOMO GRAMO del Na= 22,989768 g

Averiguamos la MMr de la molécula de agua( 2 átomos de H y uno de O )

Masa molecular relativa = 1,0079 x 2   + 15,9994= 18,0152

Molecula gramo= 18,0152 g

Experimentalmente se  comprobó  que la MMr de un gas  corresponde a una masa particular.
La MMr ( masa molecular relativa) expresada en gramos, molécula gramo, se la llama MOL
El Mol es la masa molar.
Si esta cantidad de gas la medimos en C.N.P.T ( 1 atm de presión y 273 K o 0°C) siempre ocupa un volumen de 22,414 litros ( 22,414 dm3), independientemente del gas que sea.

Este volumen se llama= VOLUMEN MOLAR

 La hipótesis de Avogadro establece que en gases distintos  en iguales condiciones de P y T° , hay igual número de moléculas, este número llamado Número de Avogadro es 6,0221367 x 1023 moléculas

Número de Avogadro es 6,0221367 x 1023 moléculas
NA=6,0221367 x 1023

Entonces: ¿cuánta masa tiene una molécula de agua?

Si  6,0221367 x 1023 moléculas-------------18,052 g
       1 molécula--------------------------------x     x=  2,9976x10-23 g

1 molécula de agua “ pesa” 0,000000000000000000000029976 gramos
Entendemos ahora porque es complicado usar estos números para hacer los cálculos.

Para simplificarnos el trabajo usamos el concepto de MOL

1 MOL---------- es 1 Número de Avogadro de moléculas o sea 6,0221367 x 1023 moléculas

1 mol de cualquier tipo de partículas es  1 número de Avogadro de esas partículas (sean moléculas, átomos o iones).

La masa de 1 mol de moléculas es la masa molar
La masa de 1 mol de átomos es la masa atómica
                     Volumen molar
Según ya se ha estudiado, un mol de cualquier sustancia contiene igual número de partículas. Por otra parte, si atendemos al caso particular de sustancias gaseosas, del principio de Avogadro se deduce que un mol de cualquier sustancia gaseosa -igual número de moléculas- ocupará idéntico volumen, siempre que las condiciones de presión y temperatura sean las mismas. Este volumen resulta ser de 22,4 l cuando el gas se encuentra en condiciones normales (o C.N.) de presión y temperatura (1 atmósfera y 0 ºC).

Este valor es lo que se conoce como volumen molar normal de un gas (muchas veces se le denomina simplemente volumen molar, aunque esto no es correcto, ya que se trata de un caso particular de volumen molar).

En condiciones estandar (1 atmosfera y 25 ºC) el volumen molar es un poco mayor, 24,4 l
Volumen molar normal de un gas = 22,4 l
Volumen molar estandar de un gas = 24,4 l

 Este valor de 22,4 l, calculado experimentalmente, no es completamente exacto, aunque los valores verdaderos están muy próximos a él (así, el del dióxido de azufre es 21,9 l y el del amoniaco, 22,1 l). La razón de estas fluctuaciones es debido a las correcciones que hay que realizar al estudiar los gases como gases reales y no ideales.
 El concepto de volumen molar es muy útil, pues permite calcular el Peso molecular, de un gas por un sencillo razonamiento en sentido inverso, hallando cuánto pesan 22,4 l de dicho gas en condiciones normales.