Chemie · Klasse 11 · Kapitel

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Chemische Reaktionen quantitativ betrachtet

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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

Eine Portion Kaliumnitrat (M = 101 g/mol) hat die Masse 20,2 g. Bestimme: Welche Stoffmenge hat sie?

Schritt für Schritt

Gegeben sind m = 20,2 g und M = 101 g/mol.
n = m : M.
n = 0,2 mol

Gegeben sind m = 20,2 g und M = 101 g/mol.
n = m : M.
n = 0,2 mol

Ergebnis:

0,2 mol

AchtungStoffmenge als Produkt aus Masse und molarer Masse

So nicht

n = m · M, also 25 g · 100 g/mol = 2500 mol.

So richtig

n = m : M, also 25 g : 100 g/mol = 0,25 mol.

Prüfe die Einheit: g geteilt durch g/mol ergibt mol. Schreibe die Rechnung mit Einheiten auf.

ÜbenJetzt du

○1
Eine Portion Wasser (M = 18 g/mol) hat die Masse 27 g. Bestimme: Welche Stoffmenge hat sie?
So fängst du an:
Gegeben sind m = 27 g und M = 18 g/mol.
Lösung zeigen
1. Gegeben sind m = 27 g und M = 18 g/mol.
2. n = m : M.
3. n = 1,5 mol
Ergebnis:
1,5 mol
●2
Eine Portion Calciumcarbonat (M = 100 g/mol) hat die Masse 25 g. Bestimme: Welche Stoffmenge hat sie?
Lösung zeigen
1. Gegeben sind m = 25 g und M = 100 g/mol.
2. n = m : M = 25 g : 100 g/mol.
3. n = 0,25 mol
Ergebnis:
0,25 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

Eine Lösung von Kaliumhydroxid hat die Massenkonzentration 112 g/L. Bestimme: Welche Stoffmengenkonzentration hat sie (M = 56 g/mol)?

Schritt für Schritt

c = β : M.
c = 112 g/L : 56 g/mol.
c = 2 mol/L

c = β : M.
c = 112 g/L : 56 g/mol.
c = 2 mol/L

Ergebnis:

2 mol/L

AchtungMassenkonzentration und Stoffmengenkonzentration verwechselt

So nicht

9 g Natriumchlorid je Liter sind 9 mol/L.

So richtig

9 g je Liter sind 9 g : 58,5 g/mol = 0,15 mol je Liter.

Schreibe die Einheit des Ergebnisses auf: g/L oder mol/L? Rechne mit der molaren Masse in die gewünschte Einheit um.

ÜbenJetzt du

○4
In 250 mL Lösung sind 5,85 g Natriumchlorid (M = 58,5 g/mol) gelöst. Bestimme: Welche Stoffmengenkonzentration hat die Lösung?
So fängst du an:
n = 5,85 g : 58,5 g/mol = 0,100 mol.
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
●5
25 mL Lösung mit c = 0,5 mol/L werden mit Wasser auf 250 mL aufgefüllt. Bestimme: Welche Konzentration hat die Lösung danach?
Lösung zeigen
1. Die Stoffmenge bleibt gleich: c₁ · V₁ = c₂ · V₂.
2. c₂ = 0,5 mol/L · 25 mL : 250 mL.
3. c₂ = 0,05 mol/L
Ergebnis:
0,05 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: Welche Stoffmenge hat 12 L Sauerstoff bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa (V_m = 24 L/mol)?

Schritt für Schritt

n = V : V_m.
n = 12 L : 24 L/mol.
n = 0,5 mol

n = V : V_m.
n = 12 L : 24 L/mol.
n = 0,5 mol

Ergebnis:

0,5 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: Welche Stoffmenge hat 11,2 L Sauerstoff bei 0 Grad Celsius und 1013 hPa (V_m = 22,4 L/mol)?
So fängst du an:
n = V : V_m.
Lösung zeigen
1. n = V : V_m.
2. n = 11,2 L : 22,4 L/mol.
3. n = 0,5 mol
Ergebnis:
0,5 mol
●8
Zwei Gasspritzen enthalten bei gleicher Temperatur und gleichem Druck je 50 mL, eine Sauerstoff (M = 32 g/mol), eine Wasserstoff (M = 2,0 g/mol). Wie vergleichen sich die Stoffmengen?
Lösung zeigen
1. Gleiches Volumen bei gleicher Temperatur und gleichem Druck.
2. Dann ist V_m für beide Gase gleich.
3. Also ist n = V : V_m gleich.
Ergebnis:
Beide haben die gleiche Stoffmenge, denn Gasteilchen brauchen gleich viel Raum
★9
Bestimme: Welche Stoffmenge hat 1,2 L Propan bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa (V_m = 24 L/mol)?
Lösung zeigen
1. n = V : V_m.
2. n = 1,2 L : 24 L/mol.
3. n = 0,05 mol
Ergebnis:
0,05 mol

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

4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃. Bestimme: Welche Masse Aluminiumoxid (M = 102 g/mol) entsteht aus 5,4 g Aluminium (M = 27 g/mol) bei vollständigem Umsatz? Die Ausbeute beträgt 75 Prozent.

Schritt für Schritt

n(Aluminium) = 5,4 g : 27 g/mol = 0,2 mol.
n(Aluminiumoxid) = 0,2 mol · 2 : 4, mal 0,75 für die Ausbeute.
m = 7,65 g

n(Aluminium) = 5,4 g : 27 g/mol = 0,2 mol.
n(Aluminiumoxid) = 0,2 mol · 2 : 4, mal 0,75 für die Ausbeute.
m = 7,65 g

Ergebnis:

7,65 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
4 Al + 3 O₂ → 2 Al₂O₃. Bestimme: Welche Masse Aluminiumoxid (M = 102 g/mol) entsteht aus 6,75 g Aluminium (M = 27 g/mol) bei vollständigem Umsatz? Die Ausbeute beträgt 75 Prozent.
So fängst du an:
n(Aluminium) = 6,75 g : 27 g/mol = 0,25 mol.
Lösung zeigen
1. n(Aluminium) = 6,75 g : 27 g/mol = 0,25 mol.
2. n(Aluminiumoxid) = 0,25 mol · 2 : 4, mal 0,75 für die Ausbeute.
3. m = 9,56 g
Ergebnis:
9,56 g
●11
N₂ + 3 H₂ → 2 NH₃. Bestimme: Welche Masse Ammoniak (M = 17 g/mol) entsteht aus 56 g Stickstoff (M = 28 g/mol) bei vollständigem Umsatz?
Lösung zeigen
1. n(Stickstoff) = 56 g : 28 g/mol = 2 mol.
2. n(Ammoniak) = 2 mol · 2 : 1.
3. m = 68 g
Ergebnis:
68 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 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?
So fängst du an:
n(C) : n(H) : n(O) = 40,0 : 12 und 6,7 : 1 und 53,3 : 16.
Lösung zeigen
1. n(C) : n(H) : n(O) = 40,0 : 12 und 6,7 : 1 und 53,3 : 16.
2. Das ergibt 3,33 : 6,7 : 3,33 mol.
3. Durch 3,33 geteilt ergibt sich 1 : 2 : 1, also CH₂O.
Ergebnis:
CH₂O
●14
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
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
★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 CH (M(C) = 12, M(H) = 1 g/mol), seine molare Masse beträgt 104 g/mol. Bestimme: Wie viele Kohlenstoffatome hat ein Molekül?

Schritt für Schritt

M(CH) = 13 g/mol.
Faktor = 104 g/mol : 13 g/mol = 8.
Summenformel mit 8 Kohlenstoffatomen.

M(CH) = 13 g/mol.
Faktor = 104 g/mol : 13 g/mol = 8.
Summenformel mit 8 Kohlenstoffatomen.

Ergebnis:

8 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
1,7 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?
So fängst du an:
M = m · V_m : V.
Lösung zeigen
1. M = m · V_m : V.
2. M = 1,7 g · 24 L/mol : 2,4 L.
3. M = 17 g/mol
Ergebnis:
17 g/mol
●17
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
1. M = m · V_m : V.
2. M = 1,83 g · 24 L/mol : 1,0 L.
3. M = 44 g/mol
Ergebnis:
44 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 24 mL ((COOH)₂ + 2 NaOH → (COONa)₂ + 2 H₂O). Bestimme: Welche Konzentration hat die Oxalsäure?

Schritt für Schritt

n(NaOH) = 0,1 mol/L · 0,024 L = 0,0024 mol.
n(Säure) = n(NaOH) : 2.
c = 0,0012 mol : 0,025 L = 0,048 mol/L

n(NaOH) = 0,1 mol/L · 0,024 L = 0,0024 mol.
n(Säure) = n(NaOH) : 2.
c = 0,0012 mol : 0,025 L = 0,048 mol/L

Ergebnis:

0,048 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 mL Salzsäure werden mit Natronlauge (c = 0,5 mol/L) bis zum Äquivalenzpunkt titriert, verbraucht werden 16 mL (HCl + NaOH → NaCl + H₂O). Bestimme: Welche Konzentration hat die Salzsäure?
So fängst du an:
n(NaOH) = 0,5 mol/L · 0,016 L = 0,008 mol.
Lösung zeigen
1. n(NaOH) = 0,5 mol/L · 0,016 L = 0,008 mol.
2. n(Säure) = n(NaOH).
3. c = 0,008 mol : 0,02 L = 0,4 mol/L
Ergebnis:
0,4 mol/L
●20
50 mL Salpetersäure werden mit Natronlauge (c = 0,2 mol/L) bis zum Äquivalenzpunkt titriert, verbraucht werden 30 mL (HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O). Bestimme: Welche Konzentration hat die Salpetersäure?
Lösung zeigen
1. n(NaOH) = 0,2 mol/L · 0,03 L = 0,006 mol.
2. n(Säure) = n(NaOH).
3. c = 0,006 mol : 0,05 L = 0,12 mol/L
Ergebnis:
0,12 mol/L
★21
25 mL Essigsäure werden mit Natronlauge (c = 0,5 mol/L) bis zum Äquivalenzpunkt titriert, verbraucht werden 15 mL (CH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O). Bestimme: Welche Konzentration hat die Essigsäure?
Lösung zeigen
1. n(NaOH) = 0,5 mol/L · 0,015 L = 0,0075 mol.
2. n(Säure) = n(NaOH).
3. c = 0,0075 mol : 0,025 L = 0,3 mol/L
Ergebnis:
0,3 mol/L

Vermischte Übungen

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

Üben

●22
Wie viele Moleküle enthalten 0,1 mol Wasser (N_A = 6,02 · 10²³ 1/mol)?
Lösung zeigen
1. N = n · N_A.
2. N = 0,1 mol · 6,02 · 10²³ 1/mol.
3. N = 6,02 · 10²²
Ergebnis:
6,02 · 10²² Moleküle
●23
Eine isotonische Kochsalzlösung enthält 9,0 g Natriumchlorid je Liter. Bestimme: Welche Stoffmengenkonzentration entspricht das (M = 58,5 g/mol)?
Lösung zeigen
1. c = β : M.
2. c = 9,0 g/L : 58,5 g/mol.
3. c = 0,15 mol/L
Ergebnis:
0,15 mol/L
●24
Backpulver setzt 0,050 mol Kohlenstoffdioxid frei. Bestimme: Welches Volumen hat das Gas bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa (V_m = 24 L/mol)?
Lösung zeigen
1. V = n · V_m.
2. V = 0,050 mol · 24 L/mol.
3. V = 1,2 L
Ergebnis:
1,2 L
●25
4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃. Bestimme: Welche Masse Eisen(III)-oxid (M = 160 g/mol) entsteht aus 5,6 g Eisen (M = 56 g/mol) bei vollständigem Umsatz?
Lösung zeigen
1. n(Eisen) = 5,6 g : 56 g/mol = 0,1 mol.
2. n(Eisen(III)-oxid) = 0,1 mol · 2 : 4.
3. m = 8 g
Ergebnis:
8 g
●26
3,2 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 = 3,2 g · 24 L/mol : 2,4 L.
3. M = 32 g/mol
Ergebnis:
32 g/mol
●27
10 mL Salzsäure werden mit Natronlauge (c = 0,2 mol/L) bis zum Äquivalenzpunkt titriert, verbraucht werden 8 mL (HCl + NaOH → NaCl + H₂O). Bestimme: Welche Konzentration hat die Salzsäure?
Lösung zeigen
1. n(NaOH) = 0,2 mol/L · 0,008 L = 0,0016 mol.
2. n(Säure) = n(NaOH).
3. c = 0,0016 mol : 0,01 L = 0,16 mol/L
Ergebnis:
0,16 mol/L

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 0,25 mol Saccharose (M = 342 g/mol)?
Lösung zeigen
Ergebnis:
85,5 g
Ich berechne Massen- und Stoffmengenkonzentrationen und verdünne Lösungen.
29
20 mL Lösung mit c = 0,5 mol/L werden mit Wasser auf 250 mL aufgefüllt. Bestimme: Welche Konzentration hat die Lösung danach?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,04 mol/L
Ich berechne Gasvolumen und Stoffmenge mit dem molaren Volumen.
30
Bestimme: Welches Volumen nehmen 1 g Neon (M = 20 g/mol) bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa ein (V_m = 24 L/mol)?
Lösung zeigen
Ergebnis:
1,2 L
Ich führe Masse- und Volumenberechnungen bei Reaktionen durch, auch mit Ausbeute.
31
2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂. Bestimme: Welche Masse Sauerstoff (M = 32 g/mol) entsteht aus 3,4 g Wasserstoffperoxid (M = 34 g/mol) bei vollständigem Umsatz? Die Ausbeute beträgt 75 Prozent.
Lösung zeigen
Ergebnis:
1,2 g
Ich bestimme mit der Elementaranalyse die Verhältnisformel eines Stoffs.
32
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
Ergebnis:
C₃H₈O₃
Ich bestimme die molare Masse eines Stoffs aus Messwerten.
33
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
Ergebnis:
44 g/mol
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

1,5 mol
0,25 mol
Die Sauerstoffprobe wiegt 16-mal so viel wie die Wasserstoffprobe
0,40 mol/L
0,05 mol/L
40 mL
0,5 mol
Beide haben die gleiche Stoffmenge, denn Gasteilchen brauchen gleich viel Raum
0,05 mol
9,56 g
68 g
62,5 g
CH₂O
CH₄O
C₂H₆O
17 g/mol
44 g/mol
120 g/mol
0,4 mol/L
0,12 mol/L
0,3 mol/L
6,02 · 10²² Moleküle
0,15 mol/L
1,2 L
8 g
32 g/mol
0,16 mol/L
85,5 g
0,04 mol/L
1,2 L
1,2 g
C₃H₈O₃
44 g/mol
49,8 g/L