Den ideala gasekvationen diskuterad nedan i steg 4 är tillräcklig för att beräkna trycket av vätegas under normala omständigheter. Över 150 psi (tio gånger normalt atmosfärstryck) och van der Waals-ekvationen kan behöva åberopas för att ta hänsyn till intermolekylära krafter och molekylernas ändliga storlek.

Mäta temperaturen (T), volymen (V) ) och vätegasens massa. En metod för att bestämma gasens massa är att evakuera ett lätt men starkt kärl, väger det före och efter införandet av väte.

Bestäm antalet mol, n. (Moler är ett sätt att räkna molekyler. En mol av ett ämne är 6,022 × 10 ^ 23 molekyler.) Molmassan av vätegas, som är en diatomisk molekyl, är 2,016 g /mol. Med andra ord är det dubbelt så mycket molmassa av en enskild atom, och därför dubbelt så mycket som molekylvikten på 1,008 amu. För att hitta molräknaren dela massan i gram med 2.016. Om exempelvis vätegasens massa är 0,5 gram, är n lika med 0,2480 mol.

Omvandla temperaturen T till Kelvin-enheter genom att lägga 273.15 till temperaturen i Celsius.

Använd idealisk gasekvation (PV = nRT) för att lösa för tryck. n är antalet mol och R är gaskonstanten. Det motsvarar 0,082057 L atm /mol K. Därför bör du konvertera volymen till liter (L). När du löser för tryck P kommer det att ligga i atmosfären. (Den oofficiella definitionen av en atmosfär är lufttrycket vid havsytan.)

TL; DR (för länge, läste inte)

För de höga trycken där vätgas ofta är lagras kan van der Waals-ekvationen användas. Det är P + a (n /V) ^ 2 = nRT. För diatomisk vätegas, a = 0,244atm L ^ 2 /mol ^ 2 och b = 0,0266L /mol. Denna formel släpper ut några av antagandena för den ideala gasekvationen (t ex de gasmolekylerna är punktpartiklar utan tvärsnitt och att de inte utövar en attraktiv eller repulsiv kraft på varandra).