: V = n*Vm, kus V on gaasi maht (l), n on aine kogus (mol), Vm on gaasi molaarmaht (l/mol), normaalväärtusel (norm) on standardväärtus ja on võrdne 22,4 l/mol. Juhtub nii, et tingimus ei sisalda aine kogust, kuid teatud aine mass on olemas, siis teeme nii: n = m/M, kus m on aine mass (g), M on aine mass. aine molaarmass (g/mol). Leiame molaarmassi tabeli D.I abil. Mendelejev: iga elemendi all on selle aatommass, liitke kõik massid ja saame, mida vajame. Kuid sellised ülesanded on üsna haruldased, tavaliselt esinevad need ülesannetes. Selliste probleemide lahendus muutub veidi. Vaatame näidet.
Kui suur hulk vesinikku eraldub normaaltingimustes, kui alumiiniumi massiga 10,8 g lahustatakse vesinikkloriidhappe liias.
Kui tegemist on gaasisüsteemiga, siis kehtib järgmine valem: q(x) = V(x)/V, kus q(x)(phi) on komponendi osa, V(x) on komponendi ruumala. komponent (l), V – süsteemi maht (l). Komponendi ruumala leidmiseks saame valemi: V(x) = q(x)*V. Ja kui on vaja leida süsteemi maht, siis: V = V(x)/q(x).
Märge
Mahu leidmiseks on ka teisi valemeid, kuid kui teil on vaja leida gaasi ruumala, sobivad ainult selles artiklis toodud valemid.
Allikad:
- "Keemia käsiraamat", G.P. Khomchenko, 2005.
- kuidas leida töömahtu
- Leidke vesiniku maht ZnSO4 lahuse elektrolüüsi ajal
Ideaalne gaas on gaas, mille molekulidevaheline interaktsioon on tühine. Lisaks rõhule iseloomustavad gaasi olekut temperatuur ja maht. Nende parameetrite vahelised seosed kajastuvad gaasiseadustes.
Juhised
Gaasi rõhk on otseselt võrdeline selle temperatuuri, aine kogusega ja pöördvõrdeline gaasiga hõivatud mahuti mahuga. Proportsionaalsuskoefitsient on universaalne gaasikonstant R, mis on ligikaudu võrdne 8,314-ga. Seda mõõdetakse džaulides, jagatud moolide ja .
See asend moodustab matemaatilise sõltuvuse P=νRT/V, kus ν on aine kogus (mol), R=8,314 on universaalne gaasikonstant (J/mol K), T on gaasi temperatuur, V on ruumala. Survet väljendatakse ühikutes. Seda saab väljendada ja , 1 atm = 101,325 kPa.
Vaadeldav sõltuvus tuleneb Mendelejevi-Clapeyroni võrrandist PV=(m/M) RT. Siin m on gaasi mass (g), M on selle molaarmass (g/mol) ja murdosa m/M annab aine koguhulga ν ehk moolide arvu. Mendelejevi-Clapeyroni võrrand kehtib kõigi käsitletavate gaaside kohta. See on füüsiline
Molekulaarfüüsika uurib kehade omadusi üksikute molekulide käitumise põhjal. Kõik nähtavad protsessid toimuvad kõige väiksemate osakeste vastasmõju tasandil, see, mida me palja silmaga näeme, on vaid nende peente sügavate seoste tagajärg.
Kokkupuutel
Põhimõisted
Molekulaarfüüsikat peetakse mõnikord termodünaamika teoreetiliseks täienduseks. Olles palju varem tekkinud, tegeles termodünaamika soojuse töösse ülemineku uurimisega, taotledes puhtalt praktilisi eesmärke. Ta ei esitanud teoreetilist põhjendust, kirjeldades ainult katsete tulemusi. Molekulaarfüüsika põhimõisted tekkisid hiljem, 19. sajandil.
Ta uurib kehade interaktsiooni molekulaarsel tasemel, juhindudes statistilisest meetodist, mis määrab minimaalsete osakeste - molekulide - kaootiliste liikumiste mustrid. Molekulaarfüüsika ja termodünaamika täiendavad üksteist, vaadates protsesse erinevatest vaatenurkadest. Samal ajal ei puuduta termodünaamika aatomiprotsesse, käsitledes ainult makroskoopilisi kehasid, ja molekulaarfüüsika, vastupidi, käsitleb mis tahes protsessi just üksikute struktuuriüksuste vastastikmõju seisukohalt.
Kõikidel mõistetel ja protsessidel on oma tähised ja neid kirjeldatakse spetsiaalsete valemitega, mis kõige selgemini esindavad teatud parameetrite vastastikmõjusid ja sõltuvusi üksteisest. Protsessid ja nähtused ristuvad oma ilmingutes, erinevad valemid võivad sisaldada samu koguseid ja väljenduda erineval viisil.
Aine kogus
Aine kogus määrab seose (massi) ja massis sisalduvate molekulide arvu vahel. Fakt on see, et erinevatel sama massiga ainetel on minimaalne osakeste arv erinev. Molekulaarsel tasandil toimuvaid protsesse saab mõista ainult interaktsioonides osalevate aatomiühikute arvu täpselt arvesse võttes. aine koguse mõõtühik, vastu võetud SI-süsteemis, - sünnimärk.
Tähelepanu!Üks mool sisaldab alati sama arvu minimaalseid osakesi. Seda arvu nimetatakse Avogadro arvuks (või konstandiks) ja see on 6,02x1023.
Seda konstanti kasutatakse juhtudel, kui arvutustes on vaja arvesse võtta antud aine mikroskoopilist struktuuri. Molekulide arvuga tegelemine on keeruline, kuna peate opereerima tohutute arvudega, seega kasutatakse mooli - arvu, mis määrab osakeste arvu massiühiku kohta.
Aine koguse määrav valem:
Aine koguse arvutamine toimub erinevatel juhtudel, seda kasutatakse paljudes valemites ja see on oluline väärtus molekulaarfüüsikas.
Gaasi rõhk
Gaasirõhk on oluline suurus, millel pole mitte ainult teoreetiline, vaid ka praktiline tähendus. Vaatame molekulaarfüüsikas kasutatavat gaasirõhu valemit koos paremaks mõistmiseks vajalike selgitustega.
Valemi koostamiseks peate tegema mõningaid lihtsustusi. Molekulid on keerulised süsteemid, millel on mitmeastmeline struktuur. Lihtsuse huvides käsitleme teatud anumas olevaid gaasiosakesi elastsete homogeensete kuulidena, mis omavahel ei interakteeru (ideaalne gaas).
Samasuguseks peetakse ka minimaalsete osakeste liikumiskiirust. Võttes kasutusele sellised lihtsustused, mis tegelikku asukohta oluliselt ei muuda, saame tuletada järgmise definitsiooni: gaasirõhk on jõud, mida avaldavad gaasimolekulide mõjud anumate seintele.
Samas, võttes arvesse ruumi kolmemõõtmelisust ja iga mõõtme kahe suuna olemasolu, on võimalik piirata seintele mõjuvate konstruktsiooniüksuste arvu 1/6-ga.
Seega, koondades kõik need tingimused ja eeldused, saame järeldada gaasirõhu valem ideaalsetes tingimustes.
Valem näeb välja selline:
kus P on gaasirõhk;
n on molekulide kontsentratsioon;
K - Boltzmanni konstant (1,38×10-23);
Ek – gaasimolekulid.
Valemil on veel üks versioon:
P = nkT,
kus n on molekulide kontsentratsioon;
T - absoluutne temperatuur.
Gaasi mahu valem
Gaasi maht on ruum, mille teatud kogus gaasi teatud tingimustel hõivab. Erinevalt tahketest ainetest, mille maht on konstantne, praktiliselt sõltumatu keskkonnatingimustest, gaasi maht võib sõltuvalt rõhust muutuda või temperatuuri.
Gaasi mahu valem on Mendelejevi-Clapeyroni võrrand, mis näeb välja järgmine:
PV = nRT
kus P on gaasirõhk;
V - gaasi maht;
n on gaasimoolide arv;
R - universaalne gaasikonstant;
T on gaasi temperatuur.
Lihtsate ümberkorralduste abil saame gaasi mahu valemi:
Tähtis! Avogadro seaduse kohaselt sisaldab võrdne kogus gaase, mis on paigutatud täpselt samadesse tingimustesse - rõhk, temperatuur - alati võrdse arvu minimaalseid osakesi.
Kristallisatsioon
Kristallisatsioon on aine faasiüleminek vedelast olekusse tahkesse, s.o. protsess on sulamisele vastupidine. Kristallisatsiooniprotsess toimub soojuse vabanemisega, mis tuleb ainest eemaldada. Temperatuur langeb kokku sulamistemperatuuriga, kogu protsessi kirjeldatakse järgmise valemiga:
Q = λm,
kus Q on soojushulk;
λ - sulamissoojus;
See valem kirjeldab nii kristalliseerumist kui ka sulamist, kuna need on sisuliselt sama protsessi kaks poolt. Et aine saaks kristalliseeruda, see tuleb jahutada sulamistemperatuurini, ja seejärel eemaldage soojushulk, mis võrdub massi ja erisulamissoojuse (λ) korrutisega. Kristalliseerumise ajal temperatuur ei muutu.
Selle termini mõistmiseks on veel üks viis - kristallisatsioon üleküllastunud lahustest. Sel juhul ei ole ülemineku põhjuseks mitte ainult teatud temperatuuri saavutamine, vaid ka lahuse küllastusaste teatud ainega. Teatud etapis muutub lahustunud aine osakeste arv liiga suureks, mis põhjustab väikeste üksikkristallide moodustumist. Nad kinnitavad molekule lahusest, tekitades kihtide kaupa kasvu. Sõltuvalt kasvutingimustest on kristallid erineva kujuga.
Molekulide arv
Lihtsaim viis aine teatud massis sisalduvate osakeste arvu määramiseks on kasutada järgmist valemit:
Sellest järeldub, et molekulide arv on võrdne:
See tähendab, et kõigepealt on vaja kindlaks määrata aine kogus teatud massi kohta. Seejärel korrutatakse see Avogadro arvuga, mille tulemusena saadakse struktuuriüksuste arv. Ühendite puhul tehakse arvutused komponentide aatommasside liitmise teel. Vaatame lihtsat näidet:
Määrame veemolekulide arvu 3 grammis. Valem (H2O) sisaldab kahte aatomit ja ühte. Minimaalse veeosakese aatommass on kokku: 1+1+16 = 18 g/mol.
Aine kogus 3 grammis vees:
Molekulide arv:
1/6 × 6 × 1023 = 1023.
Molekulimassi valem
Üks mool sisaldab alati sama arvu minimaalseid osakesi. Seega, teades mooli massi, saame selle jagada molekulide arvuga (Avogadro arv), mille tulemuseks on süsteemiüksuse mass.
Tuleb märkida, et see valem kehtib ainult anorgaaniliste molekulide kohta. Orgaanilised molekulid on palju suuremad, on nende suurusel või kaalul täiesti erinev tähendus.
Gaasi molaarmass
Molaarmass on ühe mooli aine mass kilogrammides. Kuna üks mool sisaldab sama arvu struktuuriüksusi, näeb molaarmassi valem välja järgmine:
M = κ × hr
kus k on proportsionaalsuskoefitsient;
Mr on aine aatommass.
Gaasi molaarmassi saab arvutada Mendelejevi-Clapeyroni võrrandi abil:
pV = mRT/M,
millest saame järeldada:
M = mRT/pV
Seega on gaasi molaarmass otseselt võrdeline gaasi massi ja temperatuuri ning universaalse gaasikonstandi korrutisega ning pöördvõrdeline gaasi rõhu ja selle ruumala korrutisega.
Tähelepanu! Tuleb arvestada, et gaasi kui elemendi molaarmass võib gaasist kui ainest erineda, näiteks elemendi hapniku (O) molaarmass on 16 g/mol ja hapniku mass aine (O2) on 32 g/mol.
IKT põhisätted.
Füüsika 5 minutiga – molekulaarfüüsika
Järeldus
Molekulaarfüüsikas ja termodünaamikas sisalduvad valemid võimaldavad arvutada kõigi tahkete ainete ja gaasidega toimuvate protsesside kvantitatiivsed väärtused. Sellised arvutused on vajalikud nii teoreetilistes uuringutes kui ka praktikas, kuna need aitavad kaasa praktiliste probleemide lahendamisele.
Hapete nimetused on moodustatud happe keskse aatomi venekeelsest nimetusest koos järelliidete ja -lõppude lisamisega. Kui happe tsentraalse aatomi oksüdatsiooniaste vastab perioodilise tabeli rühmanumbrile, siis on nimi moodustatud elemendi nimest kõige lihtsama omadussõna abil: H 2 SO 4 - väävelhape, HMnO 4 - mangaanhape. . Kui hapet moodustavatel elementidel on kaks oksüdatsiooniastet, siis vahepealset oksüdatsiooniastet tähistatakse sufiksiga –ist-: H 2 SO 3 – väävelhape, HNO 2 – lämmastikhape. Paljude oksüdatsiooniastmetega halogeenhapete nimetuste jaoks kasutatakse erinevaid järelliiteid: tüüpilised näited on HClO 4 - kloor n hape, HClO 3 – kloor novat hape, HClO 2 – kloor ist hape, HClO – kloor novatist ic hape (hapnikuvaba hapet HCl nimetatakse vesinikkloriidhappeks - tavaliselt vesinikkloriidhape). Happed võivad oksiidi hüdraativate veemolekulide arvu poolest erineda. Happeid, mis sisaldavad kõige rohkem vesinikuaatomeid, nimetatakse ortohapeteks: H 4 SiO 4 - ortosänihape, H 3 PO 4 - ortofosforhape. 1 või 2 vesinikuaatomit sisaldavaid happeid nimetatakse metahapeteks: H 2 SiO 3 - metaränihape, HPO 3 - metafosforhape. Happeid, mis sisaldavad kahte tsentraalset aatomit, nimetatakse di happed: H 2 S 2 O 7 – diväävelhape, H 4 P 2 O 7 – difosforhape.
Kompleksühendite nimed moodustatakse samamoodi nagu soolade nimetused, kuid komplekskatioonile või anioonile antakse süstemaatiline nimi, see tähendab, et seda loetakse paremalt vasakule: K 3 - kaaliumheksafluoroferraat(III), SO 4 - tetraamiinvask(II)sulfaat.
Oksiidide nimed moodustatakse sõna "oksiid" ja oksiidi keskse aatomi venekeelse nimetuse genitiivi abil, mis näitab vajadusel elemendi oksüdatsiooniastet: Al 2 O 3 - alumiiniumoksiid, Fe 2 O 3 - raud (III) oksiid.
Aluste nimed moodustatakse sõna "hüdroksiid" ja tsentraalse hüdroksiidi aatomi venekeelse nimetuse genitiivi abil, mis näitab vajaduse korral elemendi oksüdatsiooniastet: Al(OH) 3 - alumiiniumhüdroksiid, Fe(OH) 3 - raud (III) hüdroksiid.
Vesinikuga ühendite nimetused moodustuvad sõltuvalt nende ühendite happe-aluse omadustest. Vesinikuga gaasiliste hapet moodustavate ühendite puhul kasutatakse järgmisi nimetusi: H 2 S – sulfaan (vesiniksulfiid), H 2 Se – selaan (vesinikseleniid), HI – vesinikjodiid; nende lahuseid vees nimetatakse vastavalt vesiniksulfiidiks, hüdroseleen- ja vesinikjodiidhappeks. Mõnede vesinikuga ühendite jaoks kasutatakse spetsiaalseid nimetusi: NH 3 - ammoniaak, N 2 H 4 - hüdrasiin, PH 3 - fosfiin. Vesinikuga ühendeid, mille oksüdatsiooniaste on –1, nimetatakse hüdriidideks: NaH on naatriumhüdriid, CaH2 on kaltsiumhüdriid.
Soolade nimetused on moodustatud happejäägi keskse aatomi ladinakeelsest nimetusest koos ees- ja järelliidete lisamisega. Binaarsete (kaheelemendiliste) soolade nimed moodustatakse järelliide abil - eid: NaCl – naatriumkloriid, Na 2 S – naatriumsulfiid. Kui hapnikku sisaldava happelise jäägi tsentraalsel aatomil on kaks positiivset oksüdatsiooniastet, siis kõrgeimat oksüdatsiooniastet tähistatakse sufiksiga – juures: Na 2 SO 4 – sulf juures naatrium, KNO 3 – nitr juures kaalium ja madalaim oksüdatsiooniaste on järelliide - seda: Na 2 SO 3 – sulf seda naatrium, KNO 2 – nitr seda kaalium Hapnikku sisaldavate halogeensoolade nimetamiseks kasutatakse ees- ja järelliiteid: KClO 4 – sõidurada kloor juures kaalium, Mg(ClO 3) 2 – kloor juures magneesium, KClO 2 – kloor seda kaalium, KClO - hüpo kloor seda kaalium
Kovalentne küllastussühendustalle– avaldub selles, et s- ja p-elementide ühendites pole paarituid elektrone, st kõik aatomite paarimata elektronid moodustavad siduvaid elektronpaare (erandiks on NO, NO 2, ClO 2 ja ClO 3).
Üksikud elektronpaarid (LEP) on elektronid, mis hõivavad paarikaupa aatomiorbitaale. NEP olemasolu määrab anioonide või molekulide võime moodustada elektronpaaride doonoriteks doonor-aktseptor sidemeid.
Paarimata elektronid on aatomi elektronid, mis sisalduvad orbitaalil. S- ja p-elementide puhul määrab paaritute elektronide arv, mitu siduvat elektronpaari võib antud aatom vahetusmehhanismi kaudu moodustada teiste aatomitega. Valentssideme meetod eeldab, et paaritute elektronide arvu saab suurendada üksikute elektronpaaride abil, kui valentselektronide tasemel on vabu orbitaale. Enamikus s- ja p-elementide ühendites pole paarituid elektrone, kuna kõik aatomite paarimata elektronid moodustavad sidemeid. Siiski on olemas paaritute elektronidega molekulid, näiteks NO, NO 2, neil on suurenenud reaktsioonivõime ja nad kipuvad paaritute elektronide tõttu moodustama dimeere nagu N 2 O 4.
Normaalne kontsentratsioon - see on moolide arv ekvivalendid 1 liitris lahuses.
Tavalised tingimused - temperatuur 273K (0 o C), rõhk 101,3 kPa (1 atm).
Keemiliste sidemete moodustumise vahetus- ja doonor-aktseptormehhanismid. Kovalentsete sidemete moodustumine aatomite vahel võib toimuda kahel viisil. Kui siduva elektronpaari moodustumine toimub mõlema seotud aatomi paaritute elektronide tõttu, siis seda sideelektronipaari moodustamise meetodit nimetatakse vahetusmehhanismiks - aatomid vahetavad elektrone ja sidemeelektronid kuuluvad mõlemale seotud aatomile. Kui siduv elektronpaar moodustub ühe aatomi üksiku elektronpaari ja teise aatomi vaba orbitaali tõttu, siis selline siduva elektronpaari moodustumine on doonor-aktseptor mehhanism (vt. valentssideme meetod).
Pöörduvad ioonreaktsioonid - need on reaktsioonid, mille käigus tekivad produktid, mis on võimelised moodustama lähteaineid (kui pidada meeles kirjapandud võrrandit, siis pöörduvate reaktsioonide kohta võib öelda, et need võivad kulgeda ühes või teises suunas nõrkade elektrolüütide või halvasti lahustuvate ainetega ühendid). Pöörduvaid ioonreaktsioone iseloomustab sageli mittetäielik muundamine; kuna pöörduva ioonreaktsiooni käigus tekivad molekulid või ioonid, mis põhjustavad nihke algreaktsiooniproduktide suunas ehk näivad reaktsiooni “aeglustavat”. Pöörduvaid ioonreaktsioone kirjeldatakse märgiga ⇄ ja pöördumatuid - märgiga →. Pöörduva ioonse reaktsiooni näide on reaktsioon H 2 S + Fe 2+ ⇄ FeS + 2H + ja pöördumatu näide on S 2- + Fe 2+ → FeS.
Oksüdeerivad ained – ained, milles redoksreaktsioonide käigus mõne elemendi oksüdatsiooniaste väheneb.
Redoks duaalsus – ainete võime selles tegutseda redoksreaktsioonid oksüdeeriva või redutseeriva ainena olenevalt partnerist (näiteks H 2 O 2, NaNO 2).
Redoksreaktsioonid(OVR) – Need on keemilised reaktsioonid, mille käigus muutuvad reageerivate ainete elementide oksüdatsiooniastmed.
Oksüdatsiooni-redutseerimise potentsiaal - väärtus, mis iseloomustab vastava poolreaktsiooni moodustava oksüdeerija ja redutseerija redoksvõimet (tugevust). Seega iseloomustab Cl 2 /Cl - paari redokspotentsiaal, mis on võrdne 1,36 V, molekulaarset kloori oksüdeeriva ainena ja kloriidiooni kui redutseerijat.
oksiidid - elementide ühendid hapnikuga, milles hapniku oksüdatsiooniaste on –2.
Orientatsiooni interaktsioonid– polaarsete molekulide molekulidevahelised vastasmõjud.
Osmoos - nähtus, kus lahusti molekulid kanduvad poolläbilaskval (ainult lahustit läbilaskval) membraanil madalama lahusti kontsentratsiooni suunas.
Osmootne rõhk - lahuste füüsikalis-keemilised omadused, mis tulenevad membraanide võimest läbida ainult lahusti molekule. Vähem kontsentreeritud lahuse osmootne rõhk ühtlustab lahusti molekulide tungimise kiirust membraani mõlemale küljele. Lahuse osmootne rõhk on võrdne gaasi rõhuga, milles molekulide kontsentratsioon on sama kui osakeste kontsentratsioon lahuses.
Arrheniuse alused – ained, mis lõhustavad elektrolüütilise dissotsiatsiooni käigus hüdroksiidioone.
Bronstedi alused -ühendid (S2-, HS-tüüpi molekulid või ioonid), mis võivad siduda vesinikioone.
Põhjused Lewise järgi (Lewise alused) – ühendid (molekulid või ioonid) üksikute elektronpaaridega, mis on võimelised moodustama doonor-aktseptor sidemeid. Levinuim Lewise alus on veemolekulid, millel on tugevad doonoromadused.
P1V1=P2V2 või, mis on sama, PV=const (Boyle-Mariotte seadus). Konstantsel rõhul jääb mahu ja temperatuuri suhe konstantseks: V/T=const (Gay-Lussaci seadus). Kui fikseerime helitugevuse, siis P/T=const (Charles’i seadus). Nende kolme seaduse kombineerimine annab universaalse seaduse, mis ütleb, et PV/T=konst. Selle võrrandi koostas prantsuse füüsik B. Clapeyron 1834. aastal.
Konstandi väärtuse määrab ainult aine hulk gaas. DI. Mendelejev tuletas ühe mooli võrrandi 1874. aastal. Seega on universaalkonstandi väärtus: R=8,314 J/(mol∙K). Seega PV=RT. Suvalise koguse korral gaasνPV=νRT. Aine enda kogust saab leida massist molaarmassini: ν=m/M.
Molaarmass on arvuliselt võrdne suhtelise molekulmassiga. Viimase leiate perioodilisuse tabelist, see on reeglina märgitud elemendi lahtrisse. Molekulmass on võrdne selle koostisosade molekulmasside summaga. Erineva valentsiga aatomite puhul on indeks vajalik. Peal juures mer, M(N2O)=14,2+16=28+16=44 g/mol.
Normaalsed tingimused gaaside jaoks juures Tavaliselt eeldatakse, et P0 = 1 atm = 101,325 kPa, temperatuur T0 = 273,15 K = 0 °C. Nüüd leiate ühe mooli mahu gaas juures normaalne tingimused: Vm=RT/P0=8,314∙273,15/101,325=22,413 l/mol. See tabeli väärtus on molaarmaht.
Normaalsetes tingimustes tingimused kogus mahu suhtes gaas molaarmahuni: ν=V/Vm. Suvalise eest tingimused peate kasutama otse Mendelejevi-Clapeyroni võrrandit: ν=PV/RT.
Seega helitugevuse leidmiseks gaas juures normaalne tingimused, vajate selle aine kogust (moolide arvu). gaas korrutada molaarmahuga, mis on võrdne 22,4 l/mol. Pöördtehte abil saate leida aine koguse antud mahust.
Tahkes või vedelas olekus oleva aine ühe mooli ruumala leidmiseks leidke selle molaarmass ja jagage see tihedusega. Tavalistes tingimustes on ühe mooli gaasi maht 22,4 liitrit. Kui tingimused muutuvad, arvutage ühe mooli ruumala Clapeyroni-Mendelejevi võrrandi abil.
Sa vajad
- Mendelejevi perioodilisustabel, ainete tiheduse tabel, manomeeter ja termomeeter.
Juhised
Ühe mooli või tahke aine mahu määramine
Määrake uuritava tahke või vedeliku keemiline valem. Seejärel leidke perioodilisustabeli abil valemis sisalduvate elementide aatommassid. Kui üks on valemis rohkem kui üks kord, korrutage selle aatommass selle arvuga. Liida kokku aatommassid ja saad tahke aine või vedeliku molekulmass. See on arvuliselt võrdne molaarmassiga, mõõdetuna grammides mooli kohta.
Leidke ainetiheduste tabeli abil see väärtus uuritava keha või vedeliku materjali jaoks. Pärast seda jagage molaarmass aine tihedusega, mõõdetuna g/cm³ V=M/ρ. Tulemuseks on ühe mooli maht cm³-des. Kui aine jääb tundmatuks, on selle ühe mooli mahtu võimatu määrata.