En relación có artigo anterior imos a calcular a masa efectiva do aire. Supoñendo que o aire está composto do 20% de osíxeno e do 80% de nitróxeno e as moléculas de estes gases están constituidas por dous átomos, a masa molecular efectiva do aire pódese calcular da seguinte forma:
A masa a atómica do nitróxeno é de 14,0067 uma, polo tanto unha molécula de nitróxeno $N_{2}$ terá unha masa molecular de 28,0134 uma. A masa atómica do osíxeno é de 15,9944 uma, polo tanto unha molécula de osíxeno $O_{2}$ terá unha masa molecular de 31,988 uma. Tendo en conta os porcentaxes anteriores:
$M_{eff}=\left ( 28.0134uma \right )\left ( \frac{80}{100} \right ) + \left ( 31.9888uma \right )\left (\frac{20}{100}\right ) = 28.8085uma$
Imos calcular a cantidade de moléculas en condicións normais, e cantas hai de cada tipo, en un $1cm^{3}$ de aire:
En condicións normais a temperatura son T=273 K a presión é p=1 atm.
Para calcular o número de moléculas primeiro calculamos o número de moles,
o volume é v=$1cm^{3}$=$1^{-3}dm^{3}$=$10^{-3}litros$. A partir da ecuación de estado para os gases ideais:
$p.v=n.R.T\Rightarrow n=\frac{p.v}{R.T}=\frac{\left ( 1atm \right ).\left ( 10^{-3}L \right )}{\left ( 0.082 \frac{atm.L}{mol.K} \right )\left ( 273K \right )}=4,4671\cdot 10^{-5}moles.$
Para calcular o número de moléculas necesitamos o número de Avogadro:
$\left (4,4671\cdot 10^{-5}moles \right )\cdot\left (\frac {6,023\cdot10^{23}mol\acute {e}culas}{1mol} \right )=2,7\cdot10^{19}mol\acute{e}culas$
Destas moléculas as de nitróxeno serán o 80%:
$mol_{N_{2}}=\left (2,7\cdot10^{19}mol\acute{e}culas \right )\cdot\left (\frac {80}{100} \right )=2,16\cdot10^{19}mol\acute{e}culas$
As de osíxeno 20%:
$mol_{O_{2}}=\left (2,7\cdot10^{19}mol\acute{e}culas \right )\cdot\left (\frac {20}{100} \right )=5,4\cdot10^{18}mol\acute{e}culas$