Zapiszmy równanie zachodzącej reakcji:  

$\underset{20\text{g}}{\mathrm{Zn}}+\underset{28\text{g}}{H_{2}S{O}_4}\to ZnS{O}_4+\underset{x}{H_2}$     

Potrzebne masy molowe:  

$M_{Zn}=65\frac{\text{g}}{\text{mol}}$  

$M_{H_{2}S{O}_4}=98\frac{\text{g}}{\text{mol}}$    

 

Z równania reakcji widzimy, że 1 mol Zn, czyli 65 g, reaguje z 1 molem kwasu siarkowego(VI), czyli 98 g, obliczmy, ile gramów cynku potrzeba do reakcji z 28 g kwasu siarkowego(VI): 

$98\text{g}{H}_{2}S{O}_4-65\text{g}Zn$  

$28\text{g}{H}_{2}S{O}_4-x\text{g}Zn$  

$x=\frac{28\text{g}\cdot 65\text{g}}{98\text{g}}=18,57\text{g}$  

Oznacza to, że cynk został użyty w nadmiarze.

Dlatego objętość otrzymanego wodoru liczymy względem masy użytego kwasu siarkowego(VI). 

1 mol gazu w warunkach normalnych zajmuje objętość równą 22,4 dm³.   

Z równania reakcji widzimy, że w wyniku reakcji 1 mola kwasu siarkowego(VI), czyli 98 g, wydziel się 1 mol wodoru, czyli w warunkach normalnych 22,4 dm³.,  obliczmy objętość wydzielonego wodoru jeśli do reakcji użyto 28 g kwasu siarkowego(VI): 

$98\text{g}{H}_{2}S{O}_4-22,4{\text{dm}}^3{H}_2$  

$28\text{g}{H}_{2}S{O}_4-x{\text{dm}}^3{H}_2$  

$x=\frac{28\text{g}\cdot 22,4{\text{dm}}^3}{98\text{g}}=6,4{\text{dm}}^3$     

 

Odpowiedź: W wyniku tej reakcji wydzieli się 6,4 dm³ wodoru.