Como já vimos, o volume molar de um gás qualquer possui massa conhecida, isto é, a própria massa molar do elemento ou da substância em questão
No entanto, para cada par de valores de pressão e temperatura estabelecidos, existe um valor de volume molar e, para poder comparar quantidades de gases diretamente por meio de seus volumes, convencionou-se utilizar determinados valores de pressão e temperatura.
Observação:
Uma condição de temperatura e pressão tomada normalmente como padrão pelos químicos é a denominada CNTP, sigla que significa: condições normais de temperatura e pressão.
Até 1982, a pressão padrão nas CNTP era de 1 atmosfera, 760 mmHg ou 101.325 Pa e a temperatura padrão nas CNTP era de 0 ºC ou 273,15 K (≅ 273 K).
Constata-se experimentalmente que o volume ocupado por 1 mol de átomos de qualquer elemento na fase gasosa ou 1 mol de moléculas de qualquer substância na fase gasosa, medido nessas condições de temperatura e pressão, é, em média, 22,4138 litros ou aproximadamente 22,4 litros.
Nota:
A partir de 1982, a IUPAC alterou o valor da pressão padrão (mantendo o da temperatura), estabelecendo que:
Nas CNTP a pressão padrão é de 100 . 000 Pa, o que equivale a 1 bar, e a temperatura padrão é de 273,15 K (≅ 273 K).
Volume molar de um gás a CNTP = 22,4 L
Essa constância no volume molar de um gás se explica pelo fato de os tamanhos das moléculas gasosas serem desprezíveis quando comparados com o espaço vazio que há entre elas.
Assim, se um balão de gás for enchido com 2 g de gás hidrogênio (massa de 1 mol de moléculas H2) e submetido à pressão externa de 1 atm e à temperatura de 0 ºC, ele adquirirá o volume de 22,432 L. Substituindo o gás hidrogênio por 28 g de gás nitrogênio (massa de 1 mol de moléculas N2), o volume será de 22,403 L e assim por diante.
Logo:
1 mol de gás ⇒ 6,02⋅1023 moléculas ⇒ 22,4L ⇒ M∗
no qual M∗ é a respectiva massa molar do gás.
Porém, quando estamos em quaisquer outras condições que não são a CNTP, temos para o cálculo do volume ocupado a Equação de Clapeyron
