Den ideala gasekvationen som diskuteras nedan i steg 4 är tillräcklig för att beräkna trycket på vätgas under normala omständigheter. Över 150 psi (tio gånger normalt atmosfärstryck) och van der Waals-ekvationen kan behöva anropas för att redogöra för intermolekylära krafter och molekylernas ändliga storlek.
Mät temperaturen (T), volym (V) och vätgasens massa. En metod för att bestämma massan på en gas är att helt evakuera ett ljust men starkt kärl, sedan väga det före och efter införandet av väte.
Bestäm antalet mol, n. (Mol är ett sätt att räkna molekyler. En mol av ett ämne är lika med 6.022 × 10 ^ 23 molekyler.) Den molära massan av vätgas, som är en diatomisk molekyl, är 2,016 g /mol. Med andra ord är det dubbelt så mycket som den enskilda atomens molmassa och därför två gånger molekylvikten på 1,008 amu. Dela upp massan i gram med 2,016 för att hitta mollvärdet. Om till exempel vätgasens massa är 0,5 gram, är n lika med 0,2480 mol.
Konvertera temperaturen T till Kelvin-enheter genom att lägga till 273,15 till temperaturen i Celsius.
Använd ideal gasekvation (PV \u003d nRT) för att lösa för tryck. n är antalet mol och R är gaskonstanten. Det är lika med 0,082057 L atm /mol K. Därför bör du konvertera din volym till liter (L). När du löser för tryck P kommer det att vara i atmosfärer. (Den inofficiella definitionen av en atmosfär är lufttrycket vid havsnivån.)
Tips
För de höga trycket där vätgas ofta lagras, van der Waals-ekvationen kan användas. Det är P + a (n /V) ^ 2 \u003d nRT. För diatomisk vätgas är a \u003d 0,244 atm L ^ 2 /mol ^ 2 och b \u003d 0,0266L /mol. Denna formel kastar ut några av antagandena om den ideala gasekvationen (t.ex. att gasmolekyler är punktpartiklar utan tvärsnitt, och att de inte utövar en attraktiv eller avvisande kraft på varandra).
