Chemie · Klasse 11 · Kapitel

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Chemische Reaktionen quantitativ betrachtet

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Beispiel vorgerechnet, Schritt für Schritt
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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 Kohlenstoffdioxid (M = 44 g/mol) hat die Masse 8,8 g. Bestimme: Welche Stoffmenge hat sie?

Schritt für Schritt

Gegeben sind m = 8,8 g und M = 44 g/mol.
n = m : M.
n = 0,2 mol

Gegeben sind m = 8,8 g und M = 44 g/mol.
n = m : M.
n = 0,2 mol

Ergebnis:

0,2 mol

Achtungm = n · M als Teilen erinnert

So nicht

Bestimme: Welche Masse haben 2 mol Glucose (M = 180 g/mol) → 90 g

So richtig

Bestimme: Welche Masse haben 2 mol Glucose (M = 180 g/mol) → 360 g

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

ÜbenJetzt du

○1
Bestimme: Welche Masse haben 2 mol Glucose (M = 180 g/mol)?
So fängst du an:
m = n · M.
Lösung zeigen
1. m = n · M.
2. m = 2 mol · 180 g/mol.
3. m = 360 g
Ergebnis:
360 g
●2
Eine Portion Natriumhydroxid (M = 40 g/mol) hat die Masse 60 g. Bestimme: Welche Stoffmenge hat sie?
Lösung zeigen
1. Gegeben sind m = 60 g und M = 40 g/mol.
2. n = m : M.
3. n = 1,5 mol
Ergebnis:
1,5 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

In 500 mL Lösung sind 15 g Harnstoff (M = 60 g/mol) gelöst. Bestimme: Welche Stoffmengenkonzentration hat die Lösung?

Schritt für Schritt

n = m : M = 15 g : 60 g/mol = 0,25 mol.
V = 500 mL = 0,5 L.
c = n : V = 0,5 mol/L

n = m : M = 15 g : 60 g/mol = 0,25 mol.
V = 500 mL = 0,5 L.
c = n : V = 0,5 mol/L

Ergebnis:

0,5 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
Aus 100 mL Probe bleiben nach dem Eindampfen 3,5 g Rückstand. Bestimme: Welchen Gesamtsalzgehalt hat die Probe?
So fängst du an:
β = m : V.
Lösung zeigen
1. β = m : V.
2. V = 100 mL = 0,1 L.
3. β = 3,5 g : 0,1 L = 35 g/L
Ergebnis:
35 g/L
●5
In 250 mL Lösung sind 10,1 g Kaliumnitrat (M = 101 g/mol) gelöst. Bestimme: Welche Stoffmengenkonzentration hat die Lösung?
Lösung zeigen
1. n = m : M = 10,1 g : 101 g/mol = 0,1 mol.
2. V = 250 mL = 0,25 L.
3. c = n : V = 0,4 mol/L
Ergebnis:
0,4 mol/L
★6
Aus 250 mL Probe bleiben nach dem Eindampfen 0,5 g Rückstand. Bestimme: Welchen Gesamtsalzgehalt hat die Probe?
Lösung zeigen
1. β = m : V.
2. V = 250 mL = 0,25 L.
3. β = 0,5 g : 0,25 L = 2 g/L
Ergebnis:
2 g/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

2 mol Propan werden bei 0 Grad Celsius und 1013 hPa betrachtet (V_m = 22,4 L/mol). Bestimme: Welches Volumen nehmen sie ein?

Schritt für Schritt

V = n · V_m.
V = 2 mol · 22,4 L/mol.
V = 44,8 L

V = n · V_m.
V = 2 mol · 22,4 L/mol.
V = 44,8 L

Ergebnis:

44,8 L

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 1,7 g Ammoniak (M = 17 g/mol) bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa ein (V_m = 24 L/mol)?
So fängst du an:
n = m : M = 1,7 g : 17 g/mol = 0,1 mol.
Lösung zeigen
1. n = m : M = 1,7 g : 17 g/mol = 0,1 mol.
2. V = n · V_m.
3. V = 2,4 L
Ergebnis:
2,4 L
●8
Bestimme: Welches Volumen nehmen 14,5 g Butan (M = 58 g/mol) bei 0 Grad Celsius und 1013 hPa ein (V_m = 22,4 L/mol)?
Lösung zeigen
1. n = m : M = 14,5 g : 58 g/mol = 0,25 mol.
2. V = n · V_m.
3. V = 5,6 L
Ergebnis:
5,6 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

2 Al + 6 HCl → 2 AlCl₃ + 3 H₂. Bestimme: Welche Masse Wasserstoff (M = 2 g/mol) entsteht aus 6,75 g Aluminium (M = 27 g/mol) bei vollständigem Umsatz?

Schritt für Schritt

n(Aluminium) = 6,75 g : 27 g/mol = 0,25 mol.
n(Wasserstoff) = 0,25 mol · 3 : 2.
m = 0,75 g

n(Aluminium) = 6,75 g : 27 g/mol = 0,25 mol.
n(Wasserstoff) = 0,25 mol · 3 : 2.
m = 0,75 g

Ergebnis:

0,75 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 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃. Bestimme: Welche Masse Eisen(III)-oxid (M = 160 g/mol) entsteht aus 11,2 g Eisen (M = 56 g/mol) bei vollständigem Umsatz?
So fängst du an:
n(Eisen) = 11,2 g : 56 g/mol = 0,2 mol.
Lösung zeigen
1. n(Eisen) = 11,2 g : 56 g/mol = 0,2 mol.
2. n(Eisen(III)-oxid) = 0,2 mol · 2 : 4.
3. m = 16 g
Ergebnis:
16 g
●11
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?
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
★12
4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃. Bestimme: Welche Masse Eisen(III)-oxid (M = 160 g/mol) entsteht aus 28 g Eisen (M = 56 g/mol) bei vollständigem Umsatz?
Lösung zeigen
1. n(Eisen) = 28 g : 56 g/mol = 0,5 mol.
2. n(Eisen(III)-oxid) = 0,5 mol · 2 : 4.
3. m = 40 g
Ergebnis:
40 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:
Stoffmengen aus Anteil : M: 3,33 mol C, 6,7 mol H, 3,33 mol O.
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
●14
Eine Verbindung enthält 85,7 Prozent Kohlenstoff und 14,3 Prozent Wasserstoff (M(C) = 12, M(H) = 1 g/mol). Welche Verhältnisformel hat sie?
Lösung zeigen
1. Stoffmengen aus Anteil : M: 7,14 mol C, 14,3 mol H.
2. Durch die kleinste Stoffmenge teilen und auf ganze Zahlen bringen.
3. Verhältnis 1 : 2, also CH₂.
Ergebnis:
CH₂
★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

1,6 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 = 1,6 g · 24 L/mol : 2,4 L.
M = 16 g/mol

M = m · V_m : V.
M = 1,6 g · 24 L/mol : 2,4 L.
M = 16 g/mol

Ergebnis:

16 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 84 g/mol. Bestimme: Wie viele Kohlenstoffatome hat ein Molekül?
So fängst du an:
M(CH₂) = 14 g/mol.
Lösung zeigen
1. M(CH₂) = 14 g/mol.
2. Faktor = 84 g/mol : 14 g/mol = 6.
3. Summenformel mit 6 Kohlenstoffatomen.
Ergebnis:
6 Kohlenstoffatome
●17
1 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 = 1 g · 24 L/mol : 1,2 L.
3. M = 20 g/mol
Ergebnis:
20 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

20 mL Essigsäure werden mit Natronlauge (c = 0,5 mol/L) bis zum Äquivalenzpunkt titriert, verbraucht werden 30 mL (CH₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O). Bestimme: Welche Konzentration hat die Essigsäure?

Schritt für Schritt

n(NaOH) = 0,5 mol/L · 0,03 L = 0,015 mol.
n(Säure) = n(NaOH).
c = 0,015 mol : 0,02 L = 0,75 mol/L

n(NaOH) = 0,5 mol/L · 0,03 L = 0,015 mol.
n(Säure) = n(NaOH).
c = 0,015 mol : 0,02 L = 0,75 mol/L

Ergebnis:

0,75 mol/L

AchtungÄquivalenzpunkt mit gleichem Volumen verwechselt

So nicht

Am Äquivalenzpunkt haben Säure und Lauge das gleiche Volumen, also gleiche Konzentration.

So richtig

Am Äquivalenzpunkt sind die Stoffmengen nach der Gleichung gleich: c₁ · V₁ = c₂ · V₂.

Berechne aus Konzentration und Verbrauch die Stoffmenge der Lauge. Setze sie mit der Stoffmenge der Säure gleich.

ÜbenJetzt du

○19
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?
So fängst du an:
n(NaOH) = 0,100 mol/L · 0,0200 L = 0,00200 mol.
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
●20
10 mL Salpetersäure werden mit Natronlauge (c = 0,1 mol/L) bis zum Äquivalenzpunkt titriert, verbraucht werden 24 mL (HNO₃ + NaOH → NaNO₃ + H₂O). Bestimme: Welche Konzentration hat die Salpetersäure?
Lösung zeigen
1. n(NaOH) = 0,1 mol/L · 0,024 L = 0,0024 mol.
2. n(Säure) = n(NaOH).
3. c = 0,0024 mol : 0,01 L = 0,24 mol/L
Ergebnis:
0,24 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 Moleküle enthalten 2 mol Wasser (N_A = 6,02 · 10²³ 1/mol)?
Lösung zeigen
1. N = n · N_A.
2. N = 2 mol · 6,02 · 10²³ 1/mol.
3. N = 1,2 · 10²⁴
Ergebnis:
1,2 · 10²⁴ Moleküle
●23
Eine Lösung von Saccharose hat die Massenkonzentration 34,2 g/L. Bestimme: Welche Stoffmengenkonzentration hat sie (M = 342 g/mol)?
Lösung zeigen
1. c = β : M.
2. c = 34,2 g/L : 342 g/mol.
3. c = 0,1 mol/L
Ergebnis:
0,1 mol/L
●24
Bestimme: Welche Stoffmenge hat 6,0 L Wasserstoff bei 20 Grad Celsius und 1013 hPa (V_m = 24 L/mol)?
Lösung zeigen
1. n = V : V_m.
2. n = 6,0 L : 24 L/mol.
3. n = 0,25 mol
Ergebnis:
0,25 mol
●25
2 NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂. Bestimme: Welche Masse Kohlenstoffdioxid (M = 44 g/mol) entsteht aus 16,8 g Natriumhydrogencarbonat (M = 84 g/mol) bei vollständigem Umsatz? Die Ausbeute beträgt 80 Prozent.
Lösung zeigen
1. n(Natriumhydrogencarbonat) = 16,8 g : 84 g/mol = 0,2 mol.
2. n(Kohlenstoffdioxid) = 0,2 mol · 1 : 2, mal 0,8 für die Ausbeute.
3. m = 3,52 g
Ergebnis:
3,52 g
●26
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
●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 Moleküle enthalten 1,5 mol Ethanol (N_A = 6,02 · 10²³ 1/mol)?
Lösung zeigen
Ergebnis:
9,03 · 10²³ Moleküle
Ich berechne Massen- und Stoffmengenkonzentrationen und verdünne Lösungen.
29
In 500 mL Lösung sind 21,2 g Natriumcarbonat (M = 106 g/mol) gelöst. Bestimme: Welche Stoffmengenkonzentration hat die Lösung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,4 mol/L
Ich berechne Gasvolumen und Stoffmenge mit dem molaren Volumen.
30
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)?
Lösung zeigen
Ergebnis:
5,6 L
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 85,7 Prozent Kohlenstoff und 14,3 Prozent Wasserstoff (M(C) = 12, M(H) = 1 g/mol). Welche Verhältnisformel hat sie?
Lösung zeigen
Ergebnis:
CH₂
Ich bestimme die molare Masse eines Stoffs aus Messwerten.
33
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:
40 g/mol
Ich bestimme Konzentrationen durch Titration und Gravimetrie.
34
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
Ergebnis:
0,040 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

360 g
1,5 mol
Die Sauerstoffprobe wiegt 16-mal so viel wie die Wasserstoffprobe
35 g/L
0,4 mol/L
2 g/L
2,4 L
5,6 L
18 mL
16 g
2,4 g
40 g
CH₂O
CH₂
C₂H₆O
6 Kohlenstoffatome
20 g/mol
120 g/mol
0,040 mol/L
0,24 mol/L
Die Stoffmenge der Lauge entspricht der der Säure nach der Gleichung
1,2 · 10²⁴ Moleküle
0,1 mol/L
0,25 mol
3,52 g
CH₄O
58 g/mol
9,03 · 10²³ Moleküle
0,4 mol/L
5,6 L
1,2 L
CH₂
40 g/mol
0,040 mol/L