Aby obliczyć objętość amoniaku w warunkach normalnych (0°C i 1013 hPa), należy skorzystać z prawa gazu idealnego. Masa molowa amoniaku (NH₃) wynosi 17 g/mol, co oznacza, że 1,7 g amoniaku odpowiada 0,1 mola (1,7 g / 17 g/mol = 0,1 mol). W warunkach normalnych 1 mol gazu zajmuje objętość 22,4 dm³. Zatem, aby obliczyć objętość 0,1 mola, należy pomnożyć liczbę moli przez objętość 1 mola: 0,1 mol × 22,4 dm³/mol = 2,24 dm³. Tego rodzaju obliczenia są kluczowe w chemii, zwłaszcza w kontekście reakcji gazowych oraz w przemyśle chemicznym, gdzie znajomość objętości gazów jest niezbędna do odpowiedniego bilansowania reakcji chemicznych. Ponadto, zrozumienie tych zasad pomaga w praktycznych zastosowaniach, takich jak określenie ilości reagentów w syntezach chemicznych oraz w analizach procesów technologicznych.
W przypadku analizy objętości gazu, kluczowe jest zrozumienie, jak molowość substancji wpływa na objętość, jaką zajmuje w danych warunkach. Podstawowym błędem w kilku z niepoprawnych odpowiedzi jest nieprawidłowe zastosowanie zasad dotyczących gazów. Odpowiedzi, które wskazują na 22,4 dm³, 4,48 dm³ oraz 11,2 dm³, wynikają z niezrozumienia liczby moli i ich konwersji na objętość gazu. Odpowiedź 22,4 dm³ sugeruje, że mówimy o całym molu gazu, a nie o 0,1 mola, co jest kluczowe w tym kontekście. W rzeczywistości, tylko 1 mol amoniaku zajmuje 22,4 dm³, a 1,7 g amoniaku to jedynie 0,1 mola. Podobnie, objętości 4,48 dm³ i 11,2 dm³ można uznać za wyniki nieprawidłowych obliczeń, gdzie mogły być pomieszane ilości moli lub zastosowane niewłaściwe przeliczniki. W praktyce, aby uniknąć takich błędów, ważne jest dokładne zrozumienie stoichiometrii reakcji chemicznych oraz umiejętność pracy z jednostkami miary. Często błędy te wynikają z pośpiechu lub nieuwagi podczas rozwiązywania problemów, co w kontekście chemicznym jest szczególnie istotne, gdyż niewłaściwe dane mogą prowadzić do niebezpiecznych sytuacji w laboratoriach i przemyśle.