Chemie · Klasse 11 · Kapitel

Andere Zahlen Üben Basiswissen Alle Kapitel

Chemische Reaktionen quantitativ betrachtet

Entdecken Frage, Vorstellung, Bild
Merken kommt ins Heft
Beispiel vorgerechnet, Schritt für Schritt
Üben selbst rechnen
Achtung typischer Fehler
Weiterdenken zum Knobeln und Vernetzen

○ mit Starthilfe, ● für alle, ★ zum Weiterdenken. Du wählst mindestens eine ★-Aufgabe. Du rechnest ins Heft.

1Ich berechne Stoffmenge, Masse und Teilchenzahl mit n = m : M und der Avogadro-Konstante.

MerkenStoffmenge

Die Stoffmenge n in mol zählt Teilchen: 1 mol sind 6,02 · 10²³ Teilchen.

Es gilt n = m : M und N = n · N_A. Die molare Masse M in g/mol steht im Periodensystem.

BeispielStoffmenge, molare Masse und Teilchenzahl

Bestimme: Welche Masse haben 3,01 · 10²³ Formeleinheiten Magnesiumoxid (M = 40 g/mol, N_A = 6,02 · 10²³ 1/mol)?

Schritt für Schritt

n = N : N_A = 3,01 · 10²³ : 6,02 · 10²³ = 0,50 mol.
m = n · M = 0,50 mol · 40 g/mol.
m = 20 g

n = N : N_A = 3,01 · 10²³ : 6,02 · 10²³ = 0,50 mol.
m = n · M = 0,50 mol · 40 g/mol.
m = 20 g

Ergebnis:

20 g

Achtungm = n · M als Teilen erinnert

So nicht

Bestimme: Welche Masse haben 2 mol Ethanol (M = 46 g/mol) → 23 g

So richtig

Bestimme: Welche Masse haben 2 mol Ethanol (M = 46 g/mol) → 92 g

Überlege: Mehr mol wiegen mehr. Also m = n · M.

ÜbenJetzt du

○1
Bestimme: Welche Masse haben 2 mol Ethanol (M = 46 g/mol)?
So fängst du an:
m = n · M.
Lösung zeigen
1. m = n · M.
2. m = 2 mol · 46 g/mol.
3. m = 92 g
Ergebnis:
92 g
●2
Wie viele Moleküle enthalten 0,5 mol Wasser (N_A = 6,02 · 10²³ 1/mol)?
Lösung zeigen
1. N = n · N_A.
2. N = 0,5 mol · 6,02 · 10²³ 1/mol.
3. N = 3,01 · 10²³
Ergebnis:
3,01 · 10²³ Moleküle
★3
Zwei Proben haben je 1,204 · 10²⁴ Moleküle: Wasserstoff (M = 2,0 g/mol) und Sauerstoff (M = 32 g/mol). Wie verhalten sich ihre Massen?
Lösung zeigen
1. Beide Proben sind 2 mol.
2. m(H₂) = 2 mol · 2,0 g/mol = 4,0 g.
3. m(O₂) = 2 mol · 32 g/mol = 64 g, das 16-fache.
Ergebnis:
Die Sauerstoffprobe wiegt 16-mal so viel wie die Wasserstoffprobe

2Ich berechne Massen- und Stoffmengenkonzentrationen und verdünne Lösungen.

MerkenKonzentration

Konzentrationen beziehen sich auf die Lösung. Es gilt β = m : V, c = n : V und β = c · M.

BeispielMassen- und Stoffmengenkonzentration, Verdünnen

Aus 100 mL Probe bleiben nach dem Eindampfen 3,5 g Rückstand. Bestimme: Welchen Gesamtsalzgehalt hat die Probe?

Schritt für Schritt

β = m : V.
V = 100 mL = 0,1 L.
β = 3,5 g : 0,1 L = 35 g/L

β = m : V.
V = 100 mL = 0,1 L.
β = 3,5 g : 0,1 L = 35 g/L

Ergebnis:

35 g/L

AchtungMilliliter nicht in Liter umgerechnet

So nicht

4,0 g in 500 mL: 4,0 g : 500 = 0,0080 g/L.

So richtig

500 mL sind 0,500 L: 4,0 g : 0,500 L = 8,0 g/L.

Schreibe das Volumen in Litern hin, vor dem Rechnen. Prüfe am Ende die Einheit des Ergebnisses.

ÜbenJetzt du

○4
20 mL Lösung mit c = 0,4 mol/L werden mit Wasser auf 250 mL aufgefüllt. Bestimme: Welche Konzentration hat die Lösung danach?
So fängst du an:
Die Stoffmenge bleibt gleich: c₁ · V₁ = c₂ · V₂.
Lösung zeigen
1. Die Stoffmenge bleibt gleich: c₁ · V₁ = c₂ · V₂.
2. c₂ = 0,4 mol/L · 20 mL : 250 mL.
3. c₂ = 0,032 mol/L
Ergebnis:
0,032 mol/L
●5
Eine Lösung von Saccharose hat die Massenkonzentration 171 g/L. Bestimme: Welche Stoffmengenkonzentration hat sie (M = 342 g/mol)?
Lösung zeigen
1. c = β : M.
2. c = 171 g/L : 342 g/mol.
3. c = 0,5 mol/L
Ergebnis:
0,5 mol/L
★6
Aus einer Stammlösung mit c = 0,50 mol/L sollen 200 mL Lösung mit c = 0,10 mol/L entstehen. Bestimme: Welches Volumen der Stammlösung wird gebraucht?
Lösung zeigen
1. c₁ · V₁ = c₂ · V₂.
2. V₁ = 0,10 mol/L · 200 mL : 0,50 mol/L.
3. V₁ = 40 mL
Ergebnis:
40 mL

3Ich berechne Gasvolumen und Stoffmenge mit dem molaren Volumen.

MerkenMolares Volumen

1 mol jedes Gases nimmt bei gleichem Druck und gleicher Temperatur denselben Raum ein.

Etwa 24 L bei 20 Grad Celsius, n = V : V_m.

BeispielMolares Volumen und Gasvolumen

Bestimme: Welches Volumen nehmen 14 g Stickstoff (M = 28 g/mol) bei 0 Grad Celsius und 1013 hPa ein (V_m = 22,4 L/mol)?

Schritt für Schritt

n = m : M = 14 g : 28 g/mol = 0,5 mol.
V = n · V_m.
V = 11,2 L

n = m : M = 14 g : 28 g/mol = 0,5 mol.
V = n · V_m.
V = 11,2 L

Ergebnis:

11,2 L

AchtungMasse statt Stoffmenge in die Rechnung eingesetzt

So nicht

5,0 g Kalk · 24 L/mol = 120 L Gas.

So richtig

5,0 g : 100 g/mol = 0,050 mol, dann 0,050 mol · 24 L/mol = 1,2 L.

Ordne jede Größe in der Rechnung einer Einheit zu. Rechne Gramm zuerst in Mol um.

ÜbenJetzt du

○7
Bestimme: Welche Stoffmenge hat 12 L Neon bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa (V_m = 24 L/mol)?
So fängst du an:
n = V : V_m.
Lösung zeigen
1. n = V : V_m.
2. n = 12 L : 24 L/mol.
3. n = 0,5 mol
Ergebnis:
0,5 mol
●8
Bestimme: Welche Stoffmenge hat 2,4 L Butan bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa (V_m = 24 L/mol)?
Lösung zeigen
1. n = V : V_m.
2. n = 2,4 L : 24 L/mol.
3. n = 0,1 mol
Ergebnis:
0,1 mol
★9
Bestimme: Welches Volumen hat 1 mol flüssiges Wasser (M = 18 g/mol, Dichte 1,0 g/mL)?
Lösung zeigen
1. V = m : ρ.
2. m = 1 mol · 18 g/mol = 18 g.
3. V = 18 g : 1,0 g/mL = 18 mL
Ergebnis:
18 mL

4Ich führe Masse- und Volumenberechnungen bei Reaktionen durch, auch mit Ausbeute.

MerkenReaktionsrechnung

Erst in Mol umrechnen, dann mit dem Koeffizientenverhältnis rechnen.

Zuletzt zurück in Gramm.

BeispielMasse- und Volumenberechnung bei Reaktionen

2 NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂. Bestimme: Welche Masse Kohlenstoffdioxid (M = 44 g/mol) entsteht aus 8,4 g Natriumhydrogencarbonat (M = 84 g/mol) bei vollständigem Umsatz?

Schritt für Schritt

n(Natriumhydrogencarbonat) = 8,4 g : 84 g/mol = 0,1 mol.
n(Kohlenstoffdioxid) = 0,1 mol · 1 : 2.
m = 2,2 g

n(Natriumhydrogencarbonat) = 8,4 g : 84 g/mol = 0,1 mol.
n(Kohlenstoffdioxid) = 0,1 mol · 1 : 2.
m = 2,2 g

Ergebnis:

2,2 g

AchtungStoffmengenverhältnis aus der Gleichung nicht genutzt

So nicht

4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃: 4 mol Al → 4 mol Al₂O₃

So richtig

4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃: 4 mol Al → 2 mol Al₂O₃

Lies die Zahlen vor den Formeln. Sie sagen, wie viel mol aus wie viel mol werden.

ÜbenJetzt du

○10
Aus 4,0 g Kupferoxid (M = 80 g/mol) entsteht nach CuO + H₂ → Cu + H₂O Kupfer (M = 64 g/mol). Bestimme: Wie viel Kupfer liefert die Reaktion bei 75 Prozent Ausbeute?
So fängst du an:
n(CuO) = 4,0 g : 80 g/mol = 0,050 mol, also 0,050 mol Cu.
Lösung zeigen
1. n(CuO) = 4,0 g : 80 g/mol = 0,050 mol, also 0,050 mol Cu.
2. theoretisch 0,050 mol · 64 g/mol = 3,2 g.
3. tatsächlich 0,75 · 3,2 g = 2,4 g
Ergebnis:
2,4 g
●11
2 Na + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂. Bestimme: Welche Masse Wasserstoff (M = 2 g/mol) entsteht aus 5,75 g Natrium (M = 23 g/mol) bei vollständigem Umsatz? Die Ausbeute beträgt 80 Prozent.
Lösung zeigen
1. n(Natrium) = 5,75 g : 23 g/mol = 0,25 mol.
2. n(Wasserstoff) = 0,25 mol · 1 : 2, mal 0,8 für die Ausbeute.
3. m = 0,2 g
Ergebnis:
0,2 g
★12
Kalkstein wird gebrannt: CaCO₃ → CaO + CO₂. Bestimme: Wie viel Kalkstein (M = 100 g/mol) wird für 28 g Calciumoxid (M = 56 g/mol) bei 80 Prozent Ausbeute eingesetzt?
Lösung zeigen
1. n(CaO) = 28 g : 56 g/mol = 0,50 mol, also n(CaCO₃) = 0,50 mol.
2. theoretisch 0,50 mol · 100 g/mol = 50 g.
3. Einsatz 50 g : 0,80 = 62,5 g
Ergebnis:
62,5 g

5Ich bestimme mit der Elementaranalyse die Verhältnisformel eines Stoffs.

MerkenElementaranalyse

Massenanteile durch die molaren Massen teilen ergibt die Stoffmengen.

Das kleinste ganzzahlige Verhältnis ist die Verhältnisformel. Mit der molaren Masse folgt daraus die Summenformel.

BeispielElementaranalyse und Verhältnisformel

Eine Verbindung enthält 52,2 Prozent Kohlenstoff, 13,0 Prozent Wasserstoff und 34,8 Prozent Sauerstoff (M(C) = 12, M(H) = 1, M(O) = 16 g/mol). Welche Verhältnisformel hat sie?

Schritt für Schritt

Stoffmengen aus Anteil : M: 4,35 mol C, 13 mol H, 2,17 mol O.
Durch die kleinste Stoffmenge teilen und auf ganze Zahlen bringen.
Verhältnis 2 : 6 : 1, also C₂H₆O.

Stoffmengen aus Anteil : M: 4,35 mol C, 13 mol H, 2,17 mol O.
Durch die kleinste Stoffmenge teilen und auf ganze Zahlen bringen.
Verhältnis 2 : 6 : 1, also C₂H₆O.

Ergebnis:

C₂H₆O

AchtungMassenverhältnis als Atomzahlverhältnis gelesen

So nicht

40 Prozent C, 6,7 Prozent H, 53,3 Prozent O ergeben die Formel C₆HO₈.

So richtig

Erst durch die molaren Massen teilen: 3,33 : 6,7 : 3,33 mol, also CH₂O.

Teile jeden Massenanteil durch die molare Masse des Elements. Bringe die Stoffmengen auf kleine ganze Zahlen.

ÜbenJetzt du

○13
Eine Verbindung enthält 62,1 Prozent Kohlenstoff, 10,3 Prozent Wasserstoff und 27,6 Prozent Sauerstoff (M(C) = 12, M(H) = 1, M(O) = 16 g/mol). Welche Verhältnisformel hat sie?
So fängst du an:
Stoffmengen aus Anteil : M: 5,17 mol C, 10,3 mol H, 1,73 mol O.
Lösung zeigen
1. Stoffmengen aus Anteil : M: 5,17 mol C, 10,3 mol H, 1,73 mol O.
2. Durch die kleinste Stoffmenge teilen und auf ganze Zahlen bringen.
3. Verhältnis 3 : 6 : 1, also C₃H₆O.
Ergebnis:
C₃H₆O
●14
Eine Verbindung enthält 39,1 Prozent Kohlenstoff, 8,7 Prozent Wasserstoff und 52,2 Prozent Sauerstoff (M(C) = 12, M(H) = 1, M(O) = 16 g/mol). Welche Verhältnisformel hat sie?
Lösung zeigen
1. Stoffmengen aus Anteil : M: 3,26 mol C, 8,7 mol H, 3,26 mol O.
2. Durch die kleinste Stoffmenge teilen und auf ganze Zahlen bringen.
3. Verhältnis 3 : 8 : 3, also C₃H₈O₃.
Ergebnis:
C₃H₈O₃
★15
Die Verbrennung von 0,92 g einer Verbindung liefert 1,76 g Kohlenstoffdioxid und 1,08 g Wasser; die Probe enthält 0,32 g Sauerstoff (M(H₂O) = 18, M(O) = 16 g/mol). Welche Verhältnisformel hat sie?
Lösung zeigen
1. n(C) = 0,040 mol, n(H) = 2 · 0,060 mol = 0,12 mol, n(O) = 0,32 g : 16 g/mol = 0,020 mol.
2. Verhältnis 0,040 : 0,12 : 0,020.
3. Geteilt durch 0,020: 2 : 6 : 1, also C₂H₆O.
Ergebnis:
C₂H₆O

6Ich bestimme die molare Masse eines Stoffs aus Messwerten.

MerkenMolmassenbestimmung

Aus Masse und Gasvolumen folgt die molare Masse.

Mit der Verhältnisformel ergibt sich die Summenformel.

BeispielMolare Masse aus Messwerten bestimmen

Die Verhältnisformel eines Kohlenwasserstoffs ist CH₂ (M(C) = 12, M(H) = 1 g/mol), seine molare Masse beträgt 56 g/mol. Bestimme: Wie viele Kohlenstoffatome hat ein Molekül?

Schritt für Schritt

M(CH₂) = 14 g/mol.
Faktor = 56 g/mol : 14 g/mol = 4.
Summenformel mit 4 Kohlenstoffatomen.

M(CH₂) = 14 g/mol.
Faktor = 56 g/mol : 14 g/mol = 4.
Summenformel mit 4 Kohlenstoffatomen.

Ergebnis:

4 Kohlenstoffatome

AchtungVerhältnisformel mit Summenformel gleichgesetzt

So nicht

CH₂O ist die Formel von Traubenzucker.

So richtig

CH₂O ist die Verhältnisformel. Mit M = 180 g/mol ergibt sich C₆H₁₂O₆.

Berechne die molare Masse der Verhältnisformel. Teile die gegebene molare Masse durch diesen Wert und multipliziere alle Indizes.

ÜbenJetzt du

○16
2,2 g eines Gases nehmen bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa 1,2 L ein (V_m = 24 L/mol). Bestimme: Wie groß ist die molare Masse?
So fängst du an:
M = m · V_m : V.
Lösung zeigen
1. M = m · V_m : V.
2. M = 2,2 g · 24 L/mol : 1,2 L.
3. M = 44 g/mol
Ergebnis:
44 g/mol
●17
2 g eines Gases nehmen bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa 1,2 L ein (V_m = 24 L/mol). Bestimme: Wie groß ist die molare Masse?
Lösung zeigen
1. M = m · V_m : V.
2. M = 2 g · 24 L/mol : 1,2 L.
3. M = 40 g/mol
Ergebnis:
40 g/mol
★18
0,30 g einer einprotonigen Säure werden mit Natronlauge (c = 0,10 mol/L) titriert, bis zum Äquivalenzpunkt sind 25,0 mL nötig. Bestimme: Wie groß ist die molare Masse der Säure?
Lösung zeigen
1. n(NaOH) = 0,10 mol/L · 0,0250 L = 0,00250 mol.
2. n(Säure) = n(NaOH), denn 1 : 1.
3. M = 0,30 g : 0,00250 mol = 120 g/mol
Ergebnis:
120 g/mol

7Ich bestimme Konzentrationen durch Titration und Gravimetrie.

MerkenTitration und Gravimetrie

Am Äquivalenzpunkt passt die Stoffmenge der Maßlösung zur Probe.

Die Gravimetrie bestimmt den Stoff durch Fällen und Rückwiegen.

BeispielTitration und Gravimetrie

25 mL Oxalsäure werden mit Natronlauge (c = 0,1 mol/L) bis zum Äquivalenzpunkt titriert, verbraucht werden 30 mL ((COOH)₂ + 2 NaOH → (COONa)₂ + 2 H₂O). Bestimme: Welche Konzentration hat die Oxalsäure?

Schritt für Schritt

n(NaOH) = 0,1 mol/L · 0,03 L = 0,003 mol.
n(Säure) = n(NaOH) : 2.
c = 0,0015 mol : 0,025 L = 0,06 mol/L

n(NaOH) = 0,1 mol/L · 0,03 L = 0,003 mol.
n(Säure) = n(NaOH) : 2.
c = 0,0015 mol : 0,025 L = 0,06 mol/L

Ergebnis:

0,06 mol/L

AchtungTitration immer im Verhältnis eins zu eins

So nicht

H₂SO₄ und NaOH reagieren 1 : 1, also n(H₂SO₄) = n(NaOH).

So richtig

H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O: n(H₂SO₄) = n(NaOH) : 2.

Schreibe die Neutralisationsgleichung vollständig auf. Lies das Stoffmengenverhältnis aus den Koeffizienten ab.

ÜbenJetzt du

○19
20,0 mL Salzsäure werden mit Natronlauge (c = 0,100 mol/L) titriert, bis zum Äquivalenzpunkt sind 25,0 mL nötig. Bestimme: Welche Konzentration hat die Salzsäure?
So fängst du an:
n(NaOH) = 0,100 mol/L · 0,0250 L = 0,00250 mol.
Lösung zeigen
1. n(NaOH) = 0,100 mol/L · 0,0250 L = 0,00250 mol.
2. n(HCl) = n(NaOH).
3. c(HCl) = 0,00250 mol : 0,0200 L = 0,125 mol/L
Ergebnis:
0,125 mol/L
●20
25,0 mL Schwefelsäure verbrauchen bei der Titration 20,0 mL Natronlauge (c = 0,100 mol/L): H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O. Bestimme: Welche Konzentration hat die Schwefelsäure?
Lösung zeigen
1. n(NaOH) = 0,100 mol/L · 0,0200 L = 0,00200 mol.
2. n(H₂SO₄) = 0,00200 mol : 2 = 0,00100 mol.
3. c = 0,00100 mol : 0,0250 L = 0,040 mol/L
Ergebnis:
0,040 mol/L
★21
Was bedeutet der Äquivalenzpunkt bei der Titration von Essigsäure mit Natronlauge?
Lösung zeigen
1. Am Äquivalenzpunkt ist die Säure vollständig umgesetzt.
2. Das gilt nach der Stoffmengenbilanz der Gleichung.
3. Es zählt n(Säure) = n(Lauge) bei eins zu eins.
Ergebnis:
Die Stoffmenge der Lauge entspricht der der Säure nach der Gleichung

Vermischte Übungen

Alles durcheinander – wie in der Arbeit. Überleg bei jeder Aufgabe zuerst: Welches Ziel ist das?

Üben

●22
Eine Portion Harnstoff (M = 60 g/mol) hat die Masse 150 g. Bestimme: Welche Stoffmenge hat sie?
Lösung zeigen
1. Gegeben sind m = 150 g und M = 60 g/mol.
2. n = m : M.
3. n = 2,5 mol
Ergebnis:
2,5 mol
●23
Eine Lösung von Glucose hat die Massenkonzentration 360 g/L. Bestimme: Welche Stoffmengenkonzentration hat sie (M = 180 g/mol)?
Lösung zeigen
1. c = β : M.
2. c = 360 g/L : 180 g/mol.
3. c = 2 mol/L
Ergebnis:
2 mol/L
●24
0,1 mol Stickstoff werden bei 0 Grad Celsius und 1013 hPa betrachtet (V_m = 22,4 L/mol). Bestimme: Welches Volumen nehmen sie ein?
Lösung zeigen
1. V = n · V_m.
2. V = 0,1 mol · 22,4 L/mol.
3. V = 2,24 L
Ergebnis:
2,24 L
●25
Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂. Bestimme: Welche Masse Eisen (M = 56 g/mol) entsteht aus 16 g Eisen(III)-oxid (M = 160 g/mol) bei vollständigem Umsatz? Die Ausbeute beträgt 50 Prozent.
Lösung zeigen
1. n(Eisen(III)-oxid) = 16 g : 160 g/mol = 0,1 mol.
2. n(Eisen) = 0,1 mol · 2 : 1, mal 0,5 für die Ausbeute.
3. m = 5,6 g
Ergebnis:
5,6 g
●26
Eine Verbindung enthält 40,0 Prozent Kohlenstoff, 6,7 Prozent Wasserstoff und 53,3 Prozent Sauerstoff (M(C) = 12, M(H) = 1, M(O) = 16 g/mol). Welche Verhältnisformel hat sie?
Lösung zeigen
1. Stoffmengen aus Anteil : M: 3,33 mol C, 6,7 mol H, 3,33 mol O.
2. Durch die kleinste Stoffmenge teilen und auf ganze Zahlen bringen.
3. Verhältnis 1 : 2 : 1, also CH₂O.
Ergebnis:
CH₂O
●27
5,8 g eines Gases nehmen bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa 2,4 L ein (V_m = 24 L/mol). Bestimme: Wie groß ist die molare Masse?
Lösung zeigen
1. M = m · V_m : V.
2. M = 5,8 g · 24 L/mol : 2,4 L.
3. M = 58 g/mol
Ergebnis:
58 g/mol

Auf einen Blick

MerkenDas Wichtigste

Stoffmenge: Die Stoffmenge n in mol zählt Teilchen: 1 mol sind 6,02 · 10²³ Teilchen.
Konzentration: Konzentrationen beziehen sich auf die Lösung. Es gilt β = m : V, c = n : V und β = c · M.
Molares Volumen: 1 mol jedes Gases nimmt bei gleichem Druck und gleicher Temperatur denselben Raum ein.
Reaktionsrechnung: Erst in Mol umrechnen, dann mit dem Koeffizientenverhältnis rechnen.
Elementaranalyse: Massenanteile durch die molaren Massen teilen ergibt die Stoffmengen.
Molmassenbestimmung: Aus Masse und Gasvolumen folgt die molare Masse.
Titration und Gravimetrie: Am Äquivalenzpunkt passt die Stoffmenge der Maßlösung zur Probe.

Kannst du das?

Je Ziel eine Aufgabe. Rechne sie ins Heft, dann kreuz ehrlich an. Keine Punkte, keine Note – der Test ist für dich.

ÜbenSelbsttest

Ich berechne Stoffmenge, Masse und Teilchenzahl mit n = m : M und der Avogadro-Konstante.
28
Wie viele Wassermoleküle enthalten 0,50 mol Wasser (N_A = 6,02 · 10²³ 1/mol)?
Lösung zeigen
Ergebnis:
3,01 · 10²³ Moleküle
Ich berechne Massen- und Stoffmengenkonzentrationen und verdünne Lösungen.
29
Eine Lösung von Saccharose hat die Massenkonzentration 85,5 g/L. Bestimme: Welche Stoffmengenkonzentration hat sie (M = 342 g/mol)?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,25 mol/L
Ich berechne Gasvolumen und Stoffmenge mit dem molaren Volumen.
30
Bestimme: Welche Stoffmenge hat 1,12 L Neon bei 0 Grad Celsius und 1013 hPa (V_m = 22,4 L/mol)?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,05 mol
Ich führe Masse- und Volumenberechnungen bei Reaktionen durch, auch mit Ausbeute.
31
Calciumcarbonat reagiert mit Salzsäure: CaCO₃ + 2 HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂. Bestimme: Welches Volumen Gas (V_m = 24 L/mol) entsteht aus 5,0 g Calciumcarbonat (M = 100 g/mol)?
Lösung zeigen
Ergebnis:
1,2 L
Ich bestimme mit der Elementaranalyse die Verhältnisformel eines Stoffs.
32
Eine Verbindung enthält 80,0 Prozent Kohlenstoff und 20,0 Prozent Wasserstoff (M(C) = 12, M(H) = 1 g/mol). Welche Verhältnisformel hat sie?
Lösung zeigen
Ergebnis:
CH₃
Ich bestimme die molare Masse eines Stoffs aus Messwerten.
33
Die Verhältnisformel eines Kohlenwasserstoffs ist CH (M(C) = 12, M(H) = 1 g/mol), seine molare Masse beträgt 104 g/mol. Bestimme: Wie viele Kohlenstoffatome hat ein Molekül?
Lösung zeigen
Ergebnis:
8 Kohlenstoffatome
Ich bestimme Konzentrationen durch Titration und Gravimetrie.
34
10,0 mL Speiseessig werden mit Natronlauge (c = 1,0 mol/L) titriert, verbraucht werden 8,3 mL. Bestimme: Welche Massenkonzentration an Essigsäure (M = 60 g/mol) hat der Essig?
Lösung zeigen
Ergebnis:
49,8 g/L

Bei „unsicher“ oder „noch nicht“: Lies den Abschnitt zum Ziel noch einmal und rechne seine drei Aufgaben.

Wörter

Summe: was herauskommt, wenn man zusammenzählt
Volumen: wie viel hineinpasst

Lösungen

92 g
3,01 · 10²³ Moleküle
Die Sauerstoffprobe wiegt 16-mal so viel wie die Wasserstoffprobe
0,032 mol/L
0,5 mol/L
40 mL
0,5 mol
0,1 mol
18 mL
2,4 g
0,2 g
62,5 g
C₃H₆O
C₃H₈O₃
C₂H₆O
44 g/mol
40 g/mol
120 g/mol
0,125 mol/L
0,040 mol/L
Die Stoffmenge der Lauge entspricht der der Säure nach der Gleichung
2,5 mol
2 mol/L
2,24 L
5,6 g
CH₂O
58 g/mol
3,01 · 10²³ Moleküle
0,25 mol/L
0,05 mol
1,2 L
CH₃
8 Kohlenstoffatome
49,8 g/L