Chemie · Klasse 11 · Kapitel

Chemische Reaktionen quantitativ betrachtet

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Achtung typischer Fehler
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○ 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

Wie viele Moleküle enthalten 1,5 mol Ethanol (N_A = 6,02 · 10²³ 1/mol)?

Schritt für Schritt

N = n · N_A.
N = 1,5 mol · 6,02 · 10²³ 1/mol.
N = 9,03 · 10²³

N = n · N_A.
N = 1,5 mol · 6,02 · 10²³ 1/mol.
N = 9,03 · 10²³

Ergebnis:

9,03 · 10²³ Moleküle

AchtungTeilchenzahl durch Division mit der Avogadro-Konstante

So nicht

Wie viele Moleküle enthalten 3 mol Wasser (N_A = 6,02 · 10²³ 1/mol) → 2,01 · 10²³ Moleküle

So richtig

Wie viele Moleküle enthalten 3 mol Wasser (N_A = 6,02 · 10²³ 1/mol) → 1,81 · 10²⁴ Moleküle

Überlege vor dem Rechnen: Hat eine halbe Portion mehr oder weniger Teilchen als eine ganze? Rechne danach mit Einheiten.

ÜbenJetzt du

○1
Wie viele Moleküle enthalten 3 mol Wasser (N_A = 6,02 · 10²³ 1/mol)?
So fängst du an:
N = n · N_A.
Lösung zeigen
1. N = n · N_A.
2. N = 3 mol · 6,02 · 10²³ 1/mol.
3. N = 1,81 · 10²⁴
Ergebnis:
1,81 · 10²⁴ Moleküle
●2
Eine Portion Eisen(III)-oxid (M = 160 g/mol) hat die Masse 64 g. Bestimme: Welche Stoffmenge hat sie?
Lösung zeigen
1. Gegeben sind m = 64 g und M = 160 g/mol.
2. n = m : M.
3. n = 0,4 mol
Ergebnis:
0,4 mol
★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 0,2 g Rückstand. Bestimme: Welchen Gesamtsalzgehalt hat die Probe?

Schritt für Schritt

β = m : V.
V = 100 mL = 0,1 L.
β = 0,2 g : 0,1 L = 2 g/L

β = m : V.
V = 100 mL = 0,1 L.
β = 0,2 g : 0,1 L = 2 g/L

Ergebnis:

2 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
10 mL Lösung mit c = 0,5 mol/L werden mit Wasser auf 100 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 = 0,5 mol/L · 10 mL : 100 mL.
3. c₂ = 0,05 mol/L
Ergebnis:
0,05 mol/L
●5
In 250 mL Lösung sind 5,85 g Natriumchlorid (M = 58,5 g/mol) gelöst. Bestimme: Welche Stoffmengenkonzentration hat die Lösung?
Lösung zeigen
1. n = 5,85 g : 58,5 g/mol = 0,100 mol.
2. V = 250 mL = 0,250 L.
3. c = n : V = 0,40 mol/L
Ergebnis:
0,40 mol/L
★6
Eine Lösung von Kaliumnitrat hat die Massenkonzentration 50,5 g/L. Bestimme: Welche Stoffmengenkonzentration hat sie (M = 101 g/mol)?
Lösung zeigen
1. c = β : M.
2. c = 50,5 g/L : 101 g/mol.
3. c = 0,5 mol/L
Ergebnis:
0,5 mol/L

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: Welche Stoffmenge hat 2,4 L Ammoniak bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa (V_m = 24 L/mol)?

Schritt für Schritt

n = V : V_m.
n = 2,4 L : 24 L/mol.
n = 0,1 mol

n = V : V_m.
n = 2,4 L : 24 L/mol.
n = 0,1 mol

Ergebnis:

0,1 mol

AchtungRechenrichtung beim molaren Volumen vertauscht

So nicht

V = V_m : n, also 24 L/mol : 0,05 mol = 480 L.

So richtig

V = n · V_m, also 0,05 mol · 24 L/mol = 1,2 L.

Prüfe die Größenordnung: Ein Mol nimmt etwa 24 Liter ein. Wie viel Raum ist es bei einem Zwanzigstel Mol? Rechne dann mit Einheiten.

ÜbenJetzt du

○7
Bestimme: Welches Volumen nehmen 11 g Kohlenstoffdioxid (M = 44 g/mol) bei 0 Grad Celsius und 1013 hPa ein (V_m = 22,4 L/mol)?
So fängst du an:
n = m : M = 11 g : 44 g/mol = 0,25 mol.
Lösung zeigen
1. n = m : M = 11 g : 44 g/mol = 0,25 mol.
2. V = n · V_m.
3. V = 5,6 L
Ergebnis:
5,6 L
●8
0,1 mol Stickstoff werden bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa betrachtet (V_m = 24 L/mol). Bestimme: Welches Volumen nehmen sie ein?
Lösung zeigen
1. V = n · V_m.
2. V = 0,1 mol · 24 L/mol.
3. V = 2,4 L
Ergebnis:
2,4 L
★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

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?

Schritt für Schritt

n(CuO) = 4,0 g : 80 g/mol = 0,050 mol, also 0,050 mol Cu.
theoretisch 0,050 mol · 64 g/mol = 3,2 g.
tatsächlich 0,75 · 3,2 g = 2,4 g

n(CuO) = 4,0 g : 80 g/mol = 0,050 mol, also 0,050 mol Cu.
theoretisch 0,050 mol · 64 g/mol = 3,2 g.
tatsächlich 0,75 · 3,2 g = 2,4 g

Ergebnis:

2,4 g

AchtungAusbeute nicht oder in falscher Richtung verrechnet

So nicht

Bei 75 Prozent Ausbeute entstehen 3,2 g Kupfer (Ausbeute vergessen) oder 4,3 g (durch 0,75 geteilt).

So richtig

Theoretisch 3,2 g, tatsächlich 0,75 · 3,2 g = 2,4 g.

Entscheide, ob nach dem Produkt oder dem Einsatz gefragt ist. Multipliziere für das Produkt, teile für den Einsatz.

ÜbenJetzt du

○10
2 NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂. Bestimme: Welche Masse Kohlenstoffdioxid (M = 44 g/mol) entsteht aus 42 g Natriumhydrogencarbonat (M = 84 g/mol) bei vollständigem Umsatz? Die Ausbeute beträgt 80 Prozent.
So fängst du an:
n(Natriumhydrogencarbonat) = 42 g : 84 g/mol = 0,5 mol.
Lösung zeigen
1. n(Natriumhydrogencarbonat) = 42 g : 84 g/mol = 0,5 mol.
2. n(Kohlenstoffdioxid) = 0,5 mol · 1 : 2, mal 0,8 für die Ausbeute.
3. m = 8,8 g
Ergebnis:
8,8 g
●11
2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂. Bestimme: Welche Masse Sauerstoff (M = 32 g/mol) entsteht aus 17 g Wasserstoffperoxid (M = 34 g/mol) bei vollständigem Umsatz?
Lösung zeigen
1. n(Wasserstoffperoxid) = 17 g : 34 g/mol = 0,5 mol.
2. n(Sauerstoff) = 0,5 mol · 1 : 2.
3. m = 8 g
Ergebnis:
8 g
★12
2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂. Bestimme: Welche Masse Sauerstoff (M = 32 g/mol) entsteht aus 34 g Wasserstoffperoxid (M = 34 g/mol) bei vollständigem Umsatz?
Lösung zeigen
1. n(Wasserstoffperoxid) = 34 g : 34 g/mol = 1 mol.
2. n(Sauerstoff) = 1 mol · 1 : 2.
3. m = 16 g
Ergebnis:
16 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 85,7 Prozent Kohlenstoff und 14,3 Prozent Wasserstoff (M(C) = 12, M(H) = 1 g/mol). Welche Verhältnisformel hat sie?

Schritt für Schritt

Stoffmengen aus Anteil : M: 7,14 mol C, 14,3 mol H.
Durch die kleinste Stoffmenge teilen und auf ganze Zahlen bringen.
Verhältnis 1 : 2, also CH₂.

Stoffmengen aus Anteil : M: 7,14 mol C, 14,3 mol H.
Durch die kleinste Stoffmenge teilen und auf ganze Zahlen bringen.
Verhältnis 1 : 2, also CH₂.

Ergebnis:

CH₂

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 37,5 Prozent Kohlenstoff, 12,5 Prozent Wasserstoff und 50,0 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: 3,13 mol C, 12,5 mol H, 3,13 mol O.
Lösung zeigen
1. Stoffmengen aus Anteil : M: 3,13 mol C, 12,5 mol H, 3,13 mol O.
2. Durch die kleinste Stoffmenge teilen und auf ganze Zahlen bringen.
3. Verhältnis 1 : 4 : 1, also CH₄O.
Ergebnis:
CH₄O
●14
Eine Verbindung enthält 26,7 Prozent Kohlenstoff, 2,2 Prozent Wasserstoff und 71,1 Prozent Sauerstoff (M(C) = 12, M(H) = 1, M(O) = 16 g/mol). Welche Verhältnisformel hat sie?
Lösung zeigen
1. Stoffmengen aus Anteil : M: 2,23 mol C, 2,2 mol H, 4,44 mol O.
2. Durch die kleinste Stoffmenge teilen und auf ganze Zahlen bringen.
3. Verhältnis 1 : 1 : 2, also CHO₂.
Ergebnis:
CHO₂
★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

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?

Schritt für Schritt

M = m · V_m : V.
M = 5,8 g · 24 L/mol : 2,4 L.
M = 58 g/mol

M = m · V_m : V.
M = 5,8 g · 24 L/mol : 2,4 L.
M = 58 g/mol

Ergebnis:

58 g/mol

AchtungDichte des Gases mit der molaren Masse gleichgesetzt

So nicht

1,83 g in 1,0 L: M = 1,83 g/mol.

So richtig

1,83 g/L · 24 L/mol = 44 g/mol.

Rechne die Masse von 24 Litern aus. Das ist die Masse von einem Mol.

ÜbenJetzt du

○16
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?
So fängst du an:
M(CH₂) = 12 + 2 = 14 g/mol.
Lösung zeigen
1. M(CH₂) = 12 + 2 = 14 g/mol.
2. Faktor = 56 g/mol : 14 g/mol = 4.
3. Summenformel C₄H₈, also 4 Kohlenstoffatome.
Ergebnis:
4 Kohlenstoffatome
●17
Die Verhältnisformel eines Kohlenwasserstoffs ist CH (M(C) = 12, M(H) = 1 g/mol), seine molare Masse beträgt 52 g/mol. Bestimme: Wie viele Kohlenstoffatome hat ein Molekül?
Lösung zeigen
1. M(CH) = 13 g/mol.
2. Faktor = 52 g/mol : 13 g/mol = 4.
3. Summenformel mit 4 Kohlenstoffatomen.
Ergebnis:
4 Kohlenstoffatome
★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
25 mL Schwefelsäure werden mit Natronlauge (c = 0,2 mol/L) bis zum Äquivalenzpunkt titriert, verbraucht werden 15 mL (H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O). Bestimme: Welche Konzentration hat die Schwefelsäure?
So fängst du an:
n(NaOH) = 0,2 mol/L · 0,015 L = 0,003 mol.
Lösung zeigen
1. n(NaOH) = 0,2 mol/L · 0,015 L = 0,003 mol.
2. n(Säure) = n(NaOH) : 2.
3. c = 0,0015 mol : 0,025 L = 0,06 mol/L
Ergebnis:
0,06 mol/L
●20
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?
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
★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
Wie viele Wassermoleküle enthalten 0,50 mol Wasser (N_A = 6,02 · 10²³ 1/mol)?
Lösung zeigen
1. Die Teilchenzahl ist N = n · N_A.
2. N = 0,50 mol · 6,02 · 10²³ 1/mol.
3. N = 3,01 · 10²³
Ergebnis:
3,01 · 10²³ Moleküle
●23
In 200 mL Lösung sind 9 g Glucose (M = 180 g/mol) gelöst. Bestimme: Welche Stoffmengenkonzentration hat die Lösung?
Lösung zeigen
1. n = m : M = 9 g : 180 g/mol = 0,05 mol.
2. V = 200 mL = 0,2 L.
3. c = n : V = 0,25 mol/L
Ergebnis:
0,25 mol/L
●24
0,1 mol Wasserstoff werden bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa betrachtet (V_m = 24 L/mol). Bestimme: Welches Volumen nehmen sie ein?
Lösung zeigen
1. V = n · V_m.
2. V = 0,1 mol · 24 L/mol.
3. V = 2,4 L
Ergebnis:
2,4 L
●25
C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O. Bestimme: Welche Masse Kohlenstoffdioxid (M = 44 g/mol) entsteht aus 8,8 g Propan (M = 44 g/mol) bei vollständigem Umsatz? Die Ausbeute beträgt 80 Prozent.
Lösung zeigen
1. n(Propan) = 8,8 g : 44 g/mol = 0,2 mol.
2. n(Kohlenstoffdioxid) = 0,2 mol · 3 : 1, mal 0,8 für die Ausbeute.
3. m = 21,1 g
Ergebnis:
21,1 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
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?
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

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
Bestimme: Welche Masse haben 1,5 mol Glucose (M = 180 g/mol)?
Lösung zeigen
Ergebnis:
270 g
Ich berechne Massen- und Stoffmengenkonzentrationen und verdünne Lösungen.
29
In 250 mL Lösung sind 42,8 g Saccharose (M = 342 g/mol) gelöst. Bestimme: Welche Stoffmengenkonzentration hat die Lösung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,5 mol/L
Ich berechne Gasvolumen und Stoffmenge mit dem molaren Volumen.
30
Bestimme: Welche Stoffmenge hat 4,8 L Ammoniak bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa (V_m = 24 L/mol)?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,2 mol
Ich führe Masse- und Volumenberechnungen bei Reaktionen durch, auch mit Ausbeute.
31
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Bestimme: Welche Masse Wasser (M = 18 g/mol) entsteht aus 1,6 g Methan (M = 16 g/mol) bei vollständigem Umsatz?
Lösung zeigen
Ergebnis:
3,6 g
Ich bestimme mit der Elementaranalyse die Verhältnisformel eines Stoffs.
32
Eine Verbindung enthält 37,5 Prozent Kohlenstoff, 12,5 Prozent Wasserstoff und 50,0 Prozent Sauerstoff (M(C) = 12, M(H) = 1, M(O) = 16 g/mol). Welche Verhältnisformel hat sie?
Lösung zeigen
Ergebnis:
CH₄O
Ich bestimme die molare Masse eines Stoffs aus Messwerten.
33
Ein Gas hat bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa in 1,0 L die Masse 1,83 g (V_m = 24 L/mol). Bestimme: Wie groß ist seine molare Masse?
Lösung zeigen
Ergebnis:
44 g/mol
Ich bestimme Konzentrationen durch Titration und Gravimetrie.
34
10 mL Salzsäure werden mit Natronlauge (c = 0,5 mol/L) bis zum Äquivalenzpunkt titriert, verbraucht werden 15 mL (HCl + NaOH → NaCl + H₂O). Bestimme: Welche Konzentration hat die Salzsäure?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,75 mol/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

1,81 · 10²⁴ Moleküle
0,4 mol
Die Sauerstoffprobe wiegt 16-mal so viel wie die Wasserstoffprobe
0,05 mol/L
0,40 mol/L
0,5 mol/L
5,6 L
2,4 L
18 mL
8,8 g
8 g
16 g
CH₄O
CHO₂
C₂H₆O
4 Kohlenstoffatome
4 Kohlenstoffatome
120 g/mol
0,06 mol/L
0,125 mol/L
Die Stoffmenge der Lauge entspricht der der Säure nach der Gleichung
3,01 · 10²³ Moleküle
0,25 mol/L
2,4 L
21,1 g
CH₂O
44 g/mol
270 g
0,5 mol/L
0,2 mol
3,6 g
CH₄O
44 g/mol
0,75 mol/L