由於氣體在特定的溫度和壓強下的體積 \(V\) 與它的摩爾數 \(n\) 可通過摩爾體積 \(V_m\) 進行換算：
\[n=\frac{V}{V_m} \]因此，根據化學反應中物質的摩爾比，我們可以計算出，在化學反應中消耗或生成的氣體的體積。
計算方法，與反應質量的計算方法十分類似。
用一氧化碳還原氧化鐵(III) 的反應式如下：
\[\ce{Fe2O3 (s) + 3CO (g) -> 2Fe (s) + 3CO2 (g)}\]根據上述反應，在製備 \(1.50 \text{ g}\) 鐵的過程中，生成的二氧化碳的體積是多少？(常溫常壓下，氣體的摩爾體積 \(= 24 \text{ dm$^3$ mol$^{−1}$}\))
題解：
寫出反應式。
\[\ce{Fe2O3 (s) + 3CO (g) -> 2Fe (s) + 3CO2 (g)}\]已知鐵的質量，計算鐵的摩爾數。
\[\begin{align} {n(\ce{Fe})} & = \frac{m(\ce{Fe})}{M(\ce{Fe})} \\ & = \frac{1.50 \text{ g}}{55.8 \text{ g mol$^{-1}$}} \\ & = 0.0269 \text{ mol} \end{align}\]根據反應式中鐵與二氧化碳的摩爾比，由鐵的摩爾數，計算二氧化碳的摩爾數。由化學反應式可知，鐵與二氧化碳的摩爾比 = \(2:3\)，因此，
\[\begin{align} {n(\ce{CO2})} & = \frac{3}{2} \times {n(\ce{Fe})} \\ & = \frac{3}{2} \times {0.0269 \text{ mol}} \\ & = 0.0404 \text{ mol} \end{align}\]由二氧化碳的摩爾數，計算二氧化碳的體積。
\[\begin{align} {V(\ce{CO2})} & = n(\ce{CO2}) \times {V_m} \\ & = 0.0404 \text{ mol} \times 24 \text{ dm$^3$ mol$^{-1}$} \\ & = 0.970 \text{ dm}^3 \end{align}\]\(\therefore \;\) 在製備 \(1.50 \text{ g}\) 鐵的過程中，會生成 \(0.970 \text{ dm}^3\) 二氧化碳氣體。
方解石的主要成份是碳酸鈣。碳酸鈣能與稀氫氯酸反應，釋放出二氧化碳。
\[\ce{CaCO3 (s) + 2HCl (aq) -> CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (g)}\]某種方解石樣本 \(7.80 \text{ g}\) 與過量的稀氫氯酸反應，生成二氧化碳 \(1.56 \text{ dm}^3\)。已知樣本中的雜質均不與稀氫氯酸反應，計算該樣本中碳酸鈣的質量百分比。(常溫常壓下，氣體的摩爾體積 \(= 24 \text{ dm$^3$ mol$^{−1}$}\))
在實際生產中，很多產品或原料中都含有少量雜質。利用化學計量運算，我們可以測定樣本的純度。
在本題目中，通過化學計量運算，我們可以由生成的二氧化碳的體積，計算出樣本中碳酸鈣的質量。然後，將計算所得的碳酸鈣的質量除以樣本的質量，即可得到樣本中碳酸鈣的質量百分比。
題解：
通過化學計量運算，由二氧化碳的體積，計算樣本中碳酸鈣的質量。
\[\ce{CaCO3 (s) + 2HCl (aq) -> CaCl2 (aq) + CO2 (g) + H2O (g)}\] \[\begin{align} {n(\ce{CO2})} & = \frac{V(\ce{CO2})}{V_m} \\ & = \frac{1.56 \text{ dm}^3}{24 \text{ dm$^3$ mol$^{−1}$}} \\ & = 0.0650 \text{ mol} \end{align}\]由化學反應式可知，碳酸鈣與二氧化碳的摩爾比 = \(1:1\)，因此，
\[\begin{align} {n(\ce{CaCO3})} & = {n(\ce{CO2})} = 0.0650 \text{ mol} \\\\ \therefore \; {m(\ce{CaCO3})} & = n(\ce{CaCO3}) \times M(\ce{CaCO3}) \\ & = 0.0650 \text{ mol} \times (40.1 + 12.0 + 3 \times 16.0) \text{ g mol$^{-1}$} \\ & = 6.51 \text{ g} \end{align}\]計算碳酸鈣在樣本中的質量百分比。
\[\begin{align} {樣本中碳酸鈣的質量百分比} & = \frac{6.51 \text{ g}}{7.80 \text{ g}} \times 100\% \\ & = 83.5\% \end{align}\]