Stöchiometrie und Mol-Konzept (CHE-St)

Mol, molare Masse, Teilchenzahl#

~4 Min LesezeitBasisCHE-St-3.1

Atome und Moleküle sind unvorstellbar klein und zahlreich - schon ein Schluck Wasser enthält mehr Moleküle, als es Sterne im beobachtbaren Universum gibt. Damit man trotzdem rechnen kann, fasst die Chemie eine riesige, feste Anzahl von Teilchen zu einer Zähleinheit zusammen: dem Mol. Das Mol ist gewissermaßen das „chemische Dutzend", nur sehr viel größer.

Ein Mol enthält definitionsgemäß

N_{A}=6{,}022\cdot 10^{23}

Teilchen (Avogadro-Konstante) - gleichgültig ob Atome, Moleküle oder Ionen. Diese Zahl ist gerade so gewählt, dass 1 Mol eines Stoffes so viele Gramm wiegt, wie ein einzelnes Teilchen in der atomaren Masseneinheit u wiegt. So schlägt das Mol die Brücke zwischen der unsichtbaren Teilchenwelt und der wägbaren Laborwelt.

Die molare Masse

M

(in g/mol) ist dadurch numerisch gleich der relativen Atom- bzw. Molekülmasse: Ein Kohlenstoffatom wiegt 12 u, ein Mol Kohlenstoff 12 g; ein Wassermolekül 18,02 u, ein Mol Wasser 18,02 g. Die molare Masse einer Verbindung erhält man durch Addition der Atommassen aller Atome in ihrer Formel.

Drei Größen lassen sich über das Mol ineinander umrechnen - Masse

m

, Stoffmenge

n

und Teilchenzahl

N

(). Die zentrale Beziehung lautet

n=\dfrac{m}{M}=\dfrac{N}{N_{A}}

. Anschaulich ist die Stoffmenge die Drehscheibe: Aus einer gewogenen Masse berechnet man über

:M

die Stoffmenge und von dort weiter zur Teilchenzahl (

\times N_{A}

); umgekehrt liefert

\times M

wieder die Masse.

Umrechnungswege rund um die Stoffmenge

Abb. 1Die Stoffmenge

n

ist die Drehscheibe: aus der Masse über

:M

, weiter zur Teilchenzahl (

\times N_{A}

) und zum Gasvolumen (

\times V_{m}

).

Abb. 1 ↓

Bei Gasen kommt ein vierter Weg hinzu: Unter Normbedingungen (0 °C, 1,013 bar) nimmt 1 Mol eines idealen Gases stets dasselbe molare Volumen

V_{m}=22{,}414\,\text{L}

ein - unabhängig von der Gasart (Satz von Avogadro). Daher lässt sich ein Gasvolumen über

n=V/V_{m}

direkt in eine Stoffmenge übersetzen ().

Die Stoffmenge ist die eigentliche Schlüsselgröße der Chemie, weil jede Reaktionsgleichung eine Bilanz in Mol ist: Die Koeffizienten geben Stoffmengenverhältnisse an, nicht Massenverhältnisse. Wer eine Aufgabe löst, rechnet deshalb fast immer zuerst alle Angaben in Mol um, wendet dann die Stöchiometrie an und übersetzt das Ergebnis am Ende zurück in Masse, Volumen oder Teilchenzahl.

Vokabeln

→ Kartei

StoffmengeBasisgröße mit der Einheit Mol; sie zählt Teilchen in Portionen von $N_{A}$ Stück.
MolStoffmenge eines Systems, das genau $6{,}02214076\cdot10^{23}$ Einzelteilchen enthält (SI-Definition seit 2019).
Avogadro-KonstanteTeilchenzahl je Mol, $N_{A}=6{,}022\cdot10^{23}\;\text{mol}^{-1}$.
molare MasseMasse eines Mols eines Stoffes in g/mol; zahlengleich mit der Atom- bzw. Molekülmasse in u.
molares VolumenVolumen eines Mols Gas; 22,414 L/mol bei 0 °C und 1,013 bar.
FormeleinheitBezugsteilchen bei Salzen, weil dort keine Moleküle, sondern Ionengitter vorliegen.

Stoffmenge n aus Masse m und molarer Masse M

n=\dfrac{m}{M}\;[\text{mol}],\quad M\;\left[\tfrac{\text{g}}{\text{mol}}\right]

$n$ ist die Stoffmenge in mol, $m$ die eingewogene Masse in g und $M$ die molare Masse in g/mol, die man als Summe der Atommassen aus dem Periodensystem bildet.

Molares Volumen unter Normbedingungen

V_{m}=22{,}414\;\tfrac{\text{L}}{\text{mol}}\;\text{bei}\;0\,^{\circ}\!\text{C},\;1{,}013\,\text{bar}

$V_{m}$ ist das Volumen, das ein Mol eines idealen Gases einnimmt. Der Wert gilt nur unter Normbedingungen; bei 25 °C und 1 bar sind es rund 24,8 L/mol. Für Feststoffe und Flüssigkeiten gilt er nicht.

Teilchenzahl aus Stoffmenge

N = n\cdot N_{A}

$N$ ist die Anzahl der Teilchen (dimensionslos), $n$ die Stoffmenge in mol und $N_{A}=6{,}022\cdot10^{23}\;\text{mol}^{-1}$ die Avogadro-Konstante. Als Teilchen zählt, was die Formel angibt - bei $\ce{H2O}$ also Moleküle, nicht Atome.

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Musterbeispiel

Stoffmenge und Teilchenzahl aus Masse berechnen

Wie viele Mol und wie viele Moleküle enthält eine Probe von $36{,}0\,\text{g}$ Wasser ( $\ce{H2O}$ )?

Molare Masse bestimmen
$M(\ce{H2O})=2\cdot 1{,}008 + 15{,}999 = 18{,}02\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}}$ .
Stoffmenge berechnen
$n = \dfrac{m}{M} = \dfrac{36{,}0\,\text{g}}{18{,}02\,\text{g/mol}} \approx 2{,}00\,\text{mol}$ .
Teilchenzahl
$N = n\cdot N_{A} = 2{,}00\,\text{mol}\cdot 6{,}022\cdot 10^{23}\,\tfrac{1}{\text{mol}} \approx 1{,}20\cdot 10^{24}$ .

Ergebnis: $n(\ce{H2O})\approx 2{,}00\,\text{mol}$ , das entspricht $\approx 1{,}20\cdot 10^{24}$ Wassermolekülen.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Stell dir Mol als chemisches Dutzend vor: nicht zwölf, sondern $6\cdot 10^{23}$ Teilchen.
2
Mit der Formel n = m/M kannst du jede Stoffmenge berechnen, sofern du die molare Masse kennst.
3
Vergiss die Einheit nicht - mol ohne Substanz ist sinnlos.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Erläutere das Mol-Konzept und berechne die Stoffmenge in einer Probe von 25,0 g Calciumcarbonat (

\ce{CaCO3}

,

M=100{,}09\,\text{g/mol}

).

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Maturafokus

Rechne in einer festen Kette: gegebene Größe ( $m$ , $V$ oder $N$ ) zuerst in die Stoffmenge $n$ umwandeln, dann über die Koeffizienten zur gesuchten Stoffmenge, erst zuletzt zurück in die Zielgröße.
Schreibe zu jeder Stoffmenge den Bezugsstoff dazu - „2 mol" ohne Angabe, wovon, ist mehrdeutig und kostet Punkte.
Bilde die molare Masse atomweise aus dem Periodensystem: $M(\ce{H2SO4}) = 2\cdot1{,}01 + 32{,}06 + 4\cdot16{,}00 = 98{,}08$ g/mol.
Halte $N_{A}=6{,}022\cdot10^{23}\;\text{mol}^{-1}$ bereit; für Überschlagsrechnungen genügt $6\cdot10^{23}$ .
Kontrolliere jedes Ergebnis über die Einheiten - eine Rechnung, die g/mol statt mol liefert, enthält einen Umformfehler.

Typische Fehler

Atommasse und molare Masse werden verwechselt. Die Atommasse von Kohlenstoff beträgt 12,01 u, die molare Masse 12,01 g/mol: dieselbe Zahl, verschiedene Größen.
Bei Elementmolekülen wird die Atommasse statt der Molekülmasse angesetzt: $M(\ce{H2})=2{,}02$ g/mol, nicht 1,01 g/mol.
Teilchenzahl und Stoffmenge werden gleichgesetzt. Es gilt $N=n\cdot N_{A}$ - ein Mol Wasser enthält $6{,}022\cdot10^{23}$ Moleküle, aber dreimal so viele Atome.
Das molare Volumen wird auf Feststoffe und Flüssigkeiten angewandt. 22,414 L/mol gilt nur für ideale Gase unter Normbedingungen.
Bei Hydraten wird das Kristallwasser vergessen: $M(\ce{CuSO4.5H2O}) = 249{,}7$ g/mol statt 159,6 g/mol.

Aktive Wiederholung

Wie viele Mol und wie viele Moleküle enthält eine Glucose-Probe von 9,00 g ( $M=180\,\text{g/mol}$ )?

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 3 Composition of Substances (OpenStax)

Konzentrationen: mol/L, Massenprozent, ppm, Verdünnung#

~5 Min LesezeitStandardCHE-St-3.3

Reaktionen in der Chemie laufen meist in Lösung ab - und dann zählt nicht die absolute Stoffmenge, sondern wie „dicht" die gelösten Teilchen sind. Die Konzentration beantwortet die Frage: Wie viel gelöster Stoff steckt in einer bestimmten Menge Lösung? Je nach Zweck verwendet man dafür unterschiedliche Maße, die sich ineinander umrechnen lassen.

Das wichtigste Maß der quantitativen Chemie ist die Stoffmengenkonzentration (Molarität)

c=\dfrac{n}{V}

in mol/L: Sie gibt an, wie viele Mol gelöster Stoff in einem Liter Lösung enthalten sind. Aus ihr folgt unmittelbar die Stoffmenge

n=c\cdot V

, die man für jede stöchiometrische Rechnung braucht - etwa bei der Titration.

Daneben gibt es alltagsnähere Maße: Der Massenanteil (Massenprozent)

w=\dfrac{m_{\text{gelöst}}}{m_{\text{Lösung}}}

steht zum Beispiel auf Säureflaschen, der Volumenanteil auf Getränken (Alkohol in Vol-%). Für sehr verdünnte wässrige Lösungen nutzt man ppm (parts per million); dabei gilt näherungsweise

1\,\text{ppm}=1\,\tfrac{\text{mg}}{\text{L}}

, weil ein Liter Wasser rund ein Kilogramm wiegt.

Beim Verdünnen bleibt die Stoffmenge des gelösten Stoffs erhalten - es kommt nur Lösungsmittel hinzu. Daraus folgt das Verdünnungsgesetz

c_{1}\cdot V_{1}=c_{2}\cdot V_{2}

: Verzehnfacht man das Volumen, sinkt die Konzentration auf ein Zehntel. Dieses einfache Erhaltungsgesetz löst praktisch alle Mischungs- und Verdünnungsaufgaben der Matura.

Bei der praktischen Herstellung einer Lösung ist die Reihenfolge entscheidend: Man gibt die berechnete Menge (eingewogenes Salz oder pipettierte Stammlösung) in einen Messkolben und füllt mit Lösungsmittel bis zur Eichmarke auf. Man addiert NICHT einfach ein festes Volumen Wasser, weil sich beim Lösen das Gesamtvolumen ändert - ein häufiger Denkfehler.

Bei konzentrierten Säuren ist die Angabe in Massenprozent allein irreführend; man muss die Dichte einrechnen. Über

c=\dfrac{w\cdot \rho \cdot 1000}{M}

ergibt sich für 37%ige Salzsäure (

\rho=1{,}19\,\tfrac{\text{g}}{\text{mL}}

) eine Konzentration von rund 12 mol/L - nicht etwa 0,37 mol/L. Sicherheitsregel beim Verdünnen: „Erst das Wasser, dann die Säure, sonst geschieht das Ungeheure".

Vokabeln

→ Kartei

StoffmengenkonzentrationStoffmenge des gelösten Stoffs je Liter Lösung, Einheit mol/L.
MassenanteilVerhältnis der Masse des gelösten Stoffs zur Masse der Lösung; dimensionslos, meist in Prozent angegeben.
MassenkonzentrationMasse des gelösten Stoffs je Volumen Lösung, Einheit g/L.
ppmMillionstel Anteil (parts per million); in verdünnter wässriger Lösung entspricht 1 ppm etwa 1 mg/L.
VerdünnungsgesetzBeim Verdünnen bleibt die Stoffmenge erhalten, daher gilt $c_{1}V_{1}=c_{2}V_{2}$.
MaßlösungLösung mit exakt bekannter Konzentration, die für Titrationen eingesetzt wird.

Stoffmengen- und Massenkonzentration

c=\dfrac{n}{V}\;\left[\tfrac{\text{mol}}{\text{L}}\right],\quad w=\dfrac{m_{\text{gelöst}}}{m_{\text{Lösung}}}

$c$ ist die Stoffmengenkonzentration in mol/L, $n$ die Stoffmenge in mol und $V$ das Volumen der fertigen Lösung in L. $w$ ist der Massenanteil, also die Masse des gelösten Stoffs geteilt durch die Masse der gesamten Lösung; er ist dimensionslos und wird meist in Prozent angegeben.

Verdünnungsgesetz

c_{1}V_{1}=c_{2}V_{2}

$c_{1}$ und $V_{1}$ sind Konzentration und Volumen vor dem Verdünnen, $c_{2}$ und $V_{2}$ danach. Die Gleichung gilt, weil die Stoffmenge $n=c\cdot V$ beim Zugeben von Lösungsmittel unverändert bleibt.

Massenprozent in mol/L (rho in g/mL, w in Prozent)

c[\text{mol/L}]=\dfrac{w\cdot \rho \cdot 10}{M}

$w$ ist der Massenanteil in Prozent, $\rho$ die Dichte der Lösung in g/mL und $M$ die molare Masse des gelösten Stoffs in g/mol; der Faktor 10 rechnet von 100 mL auf einen Liter um. Beispiel: 37%ige Salzsäure mit $\rho=1{,}19$ g/mL ergibt rund 12 mol/L.

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Musterbeispiel

Verdünnung einer Salzsäure

Aus 25,0 mL einer $\ce{HCl}$ -Lösung mit $c=1{,}00\,\text{mol/L}$ soll eine $0{,}100\,\text{mol/L}$ -Lösung hergestellt werden. Welches Endvolumen ist erforderlich?

Verdünnungsgesetz
$c_{1}V_{1}=c_{2}V_{2}$ .
Auflösen
$V_{2}=\dfrac{c_{1}V_{1}}{c_{2}}=\dfrac{1{,}00\cdot 25{,}0}{0{,}100}=250\,\text{mL}$ .
Vorgehen
25,0 mL $\ce{HCl}$ in einen 250-mL-Messkolben geben und mit Wasser auf 250 mL auffüllen.

Ergebnis: Endvolumen: 250 mL. Konzentration 0,100 mol/L, Stoffmenge bleibt $2{,}50\cdot 10^{-2}\,\text{mol}$ .

Musterbeispiel

Konzentrierte $\ce{HCl}$ in mol/L umrechnen

Konzentrierte Salzsäure: $w=37{,}0\,\%$ , $\rho=1{,}19\,\tfrac{\text{g}}{\text{mL}}$ , $M(\ce{HCl})=36{,}46\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}}$ . Berechne $c$ .

Formel
$c = \dfrac{w\cdot \rho \cdot 1000}{M}$ (mit w als Bruch).
Einsetzen
$c=\dfrac{0{,}370\cdot 1{,}19\cdot 1000}{36{,}46}\approx 12{,}07\,\tfrac{\text{mol}}{\text{L}}$ .

Ergebnis: Konzentrierte $\ce{HCl}$ hat ca. 12 mol/L - daher wird sie meist 10x verdünnt verwendet.

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Verdünne nie auf gut Glück - schreib das Verdünnungsgesetz hin und rechne das Endvolumen aus.
2
Massenprozent in mol/L: w mal rho mal 1000 geteilt durch M - so wird aus dem Prozent eine Konzentration.
3
Bei konzentrierten Säuren immer das Wasser zuerst, dann die Säure - Sicherheit ist Prüfungsthema.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

In einer Flasche steht "

\ce{H2SO4}

96 %". Wie konzentriert ist die Schwefelsäure in mol/L, wenn die Dichte 1,84 g/mL und

M=98{,}08\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}}

beträgt?

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Typische Fehler

Beim Verdünnen wird die Stoffmenge als veränderlich behandelt. Sie bleibt konstant; nur das Volumen wächst und die Konzentration sinkt entsprechend.
Zugegebenes Lösungsmittelvolumen und Endvolumen werden verwechselt. „Auf 250 mL auffüllen" ist etwas anderes als „250 mL Wasser zugeben".
Massenanteil und Massenkonzentration werden gleichgesetzt. $w$ ist ein Verhältnis zweier Massen, die Massenkonzentration hat die Einheit g/L.
Die Dichte konzentrierter Lösungen wird ignoriert, obwohl sie zwischen Massen- und Volumenangaben vermittelt.
Beim Mischen zweier Lösungen wird über die Konzentrationen gemittelt. Richtig ist, die Stoffmengen zu addieren und durch das Gesamtvolumen zu teilen.

Aktive Wiederholung

Wie verdünnt man 50,0 mL einer $0{,}200\,\text{mol/L}$ -Glucose-Lösung auf eine Endkonzentration von $0{,}050\,\text{mol/L}$ ?

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: BMBWF AHS-Lehrplan Chemie - Quantitative Beziehungen (BMBWF / RIS)

Reaktionsgleichungen aufstellen und auswerten#

~4 Min LesezeitStandardCHE-St-3.2

Eine Reaktionsgleichung ist die Kurzschrift der Chemie: Sie sagt nicht nur, welche Stoffe miteinander reagieren, sondern in welchem Mengenverhältnis. Richtig gelesen ist sie eine Bilanz auf Teilchenebene - die Koeffizienten geben an, wie viele Teilchen (bzw. Mol) jeder Sorte umgesetzt werden, niemals welche Massen.

Jede gültige Gleichung gehorcht zwei Erhaltungssätzen: Die Zahl der Atome jeder Sorte muss links und rechts gleich sein (Massenerhaltung, Lavoisier), und bei Ionengleichungen muss zusätzlich die Gesamtladung übereinstimmen. Beim Ausgleichen verändert man deshalb nur die Koeffizienten vor den Formeln - niemals die Indices innerhalb einer Formel, denn das würde den Stoff selbst verändern.

Bewährte Strategie: Zuerst die Skelettgleichung mit allen Edukten und Produkten aufstellen, dann die „komplizierteste" Spezies (etwa einen Kohlenwasserstoff) zuerst ausgleichen, anschließend Kohlenstoff und Wasserstoff, zuletzt den Sauerstoff. Entstehen dabei Brüche, beseitigt man sie, indem man die gesamte Gleichung mit dem Nenner durchmultipliziert.

Läuft die Reaktion in wässriger Lösung ab, ist die Ionengleichung oft aussagekräftiger als die Molekülgleichung: Ionen, die unverändert auf beiden Seiten erscheinen (Zuschauer-Ionen), werden weggelassen. So zeigt die Neutralisation in der Kurzform

\ce{H3O+ + OH- -> 2 H2O}

, was chemisch wirklich geschieht.

In der Praxis liegen die Edukte selten exakt im stöchiometrischen Verhältnis vor. Dann bestimmt das limitierende Reagenz - das zuerst aufgebrauchte Edukt - die maximal mögliche Produktmenge; das andere bleibt im Überschuss. Welches limitiert, erkennt man, indem man die Stoffmengen durch die jeweiligen Koeffizienten teilt: der kleinste Quotient gewinnt (vertieft im eigenen Abschnitt).

Die theoretisch mögliche Produktmenge wird in der Realität nie ganz erreicht - Nebenreaktionen und Verluste senken die Ausbeute

\eta = \dfrac{n_{\text{Produkt, ist}}}{n_{\text{Produkt, theor.}}}\cdot 100\,\%

. Eine prozentuale Ausbeute kann nie über 100 % liegen; tut sie es rechnerisch, steckt ein Fehler in der Bilanz.

Mit diesen Werkzeugen löst man die typische Maturafrage „Wie viel X entsteht aus Y?": alle Angaben in Mol umrechnen, gegebenenfalls das limitierende Reagenz bestimmen, über die Koeffizienten das Produktverhältnis bilden und am Ende in Masse oder Volumen zurückrechnen - genau diesen Ablauf zeigt das Verbrennungs-Rechenbeispiel.

Vokabeln

→ Kartei

EduktAusgangsstoff einer Reaktion; steht links vom Reaktionspfeil.
KoeffizientZahl vor einer Formel; sie gibt das Stoffmengenverhältnis an und ist beim Ausgleichen die einzige veränderbare Größe.
IndexTiefgestellte Zahl in einer Formel; sie gehört zur Verbindung und bleibt beim Ausgleichen unangetastet.
IonengleichungReaktionsgleichung, die gelöste Salze als getrennte Ionen schreibt.
ZuschauerionIon, das unverändert auf beiden Seiten steht und aus der Ionengleichung gekürzt wird.
StoffmengenverhältnisVerhältnis der Koeffizienten; es überträgt gegebene in gesuchte Stoffmengen.

Musterbeispiel

Reaktionsgleichung ausgleichen - Verbrennung von Propan

Stelle die ausgeglichene Gleichung für die vollständige Verbrennung von Propan ( $\ce{C3H8}$ ) auf.

Skelettgleichung
$\ce{C3H8 + O2 -> CO2 + H2O}$ .
C ausgleichen
3 C-Atome auf der linken Seite: $\ce{C3H8 + O2 -> 3 CO2 + H2O}$ .
H ausgleichen
8 H-Atome -> 4 $\ce{H2O}$ : $\ce{C3H8 + O2 -> 3 CO2 + 4 H2O}$ .
O ausgleichen
Rechts: $3\cdot 2 + 4\cdot 1 = 10$ O-Atome, also $5\,\ce{O2}$ links.

Ergebnis: Ausgeglichene Gleichung: $\ce{C3H8 + 5 O2 -> 3 CO2 + 4 H2O}$ (exotherm, $\Delta_{R}H \approx -2220\,\text{kJ/mol}$ ).

Musterbeispiel

Limitierendes Reagenz

Wieviel Gramm $\ce{H2O}$ entsteht aus 4,00 g $\ce{H2}$ und 32,0 g $\ce{O2}$ ? Welches Reagenz limitiert?

Stoffmengen
$n(\ce{H2})=4{,}00/2{,}02=1{,}98\,\text{mol}$ , $n(\ce{O2})=32{,}0/32{,}00=1{,}00\,\text{mol}$ .
Gleichung
$\ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O}$ - Verhältnis 2:1.
Überprüfung
Pro mol $\ce{O2}$ brauchst du 2 mol $\ce{H2}$ = 2,00 mol. Vorhanden: 1,98 mol - daher $\ce{H2}$ ist (knapp) limitierend.
Ausbeute
Aus 1,98 mol $\ce{H2}$ entstehen 1,98 mol $\ce{H2O}$ , also $1{,}98\cdot 18{,}02\approx 35{,}7\,\text{g}$ .

Ergebnis: Maximal $\approx 35{,}7\,\text{g}$ Wasser; Sauerstoff ist im Überschuss (0,01 mol bleibt übrig).

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Eine Reaktionsgleichung ist immer eine Bilanz auf Teilchenebene - Atome links und rechts müssen aufgehen.
2
Beim Ausgleichen niemals Indices ändern - das würde die Substanz verändern. Nur Koeffizienten anpassen.
3
Bei Stöchiometrie-Aufgaben zuerst alles in Mol umrechnen, dann das Verhältnis prüfen - so erkennst du das limitierende Reagenz.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank5 Punkte

Aufgabenstellung

Stelle die ausgeglichene Reaktionsgleichung für die vollständige Verbrennung von Octan (

\ce{C8H18}

, Hauptbestandteil von Benzin) auf und berechne den Sauerstoffbedarf für 1,00 Liter Benzin (Dichte 0,70 g/mL).

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Typische Fehler

Indices werden verändert, um auszugleichen. Aus $\ce{H2O}$ wird dabei $\ce{H2O2}$ - ein anderer Stoff und damit eine andere Reaktion.
Die Ladungsbilanz wird übergangen. In $\ce{Fe^{3+} + Cu -> Fe^{2+} + Cu^{2+}}$ stimmen die Atome, aber erst $\ce{2Fe^{3+} + Cu -> 2Fe^{2+} + Cu^{2+}}$ stimmt auch in der Ladung.
Die Koeffizienten werden nicht auf das kleinstmögliche ganzzahlige Verhältnis gekürzt.
Der limitierende Reaktand wird übergangen und einfach vom Stoff mit der größeren Masse ausgegangen.
Die Zustandssymbole werden geraten. $\ce{AgCl}$ fällt aus und ist (s), $\ce{NaNO3}$ bleibt gelöst und ist (aq).

Aktive Wiederholung

Wieviel Gramm Aluminiumchlorid entsteht aus 10,0 g Al und 20,0 g $\ce{Cl2}$ ? Welches Reagenz ist im Überschuss?

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema

Aktiv abrufen

Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: Mortimer Kap. 3 Stöchiometrie (Thieme)

Gasgesetze und molares Volumen#

~4 Min LesezeitStandardCHE-St-3.4

Gase verhalten sich erstaunlich einheitlich: Anders als Feststoffe oder Flüssigkeiten hängt ihr Volumen kaum von der Stoffart ab, sondern fast nur von Druck, Temperatur und Teilchenzahl. Das macht Gase berechenbar - mit wenigen Gesetzen, die alle im idealen Gasgesetz zusammenlaufen.

Den Schlüssel lieferte Avogadro: Gleiche Volumina verschiedener idealer Gase enthalten bei gleichem Druck und gleicher Temperatur gleich viele Teilchen. Das Volumen eines Gases ist somit ein direktes Maß für seine Stoffmenge - ein großer Vorteil, weil man Gase nicht wägen muss, sondern ihr Volumen messen kann.

Daraus folgt das molare Volumen: Unter Normbedingungen (0 °C, 1,013 bar) nimmt 1 Mol jedes idealen Gases

V_{m}=22{,}414\,\text{L}

ein, unter Standardbedingungen (25 °C, 1 bar) etwa 24,79 L. Mit

n=V/V_{m}

wird ein gemessenes Gasvolumen sofort zur Stoffmenge - die Brücke zur Stöchiometrie.

Allgemein verknüpft das ideale Gasgesetz

p\,V=n\,R\,T

Druck, Volumen, Stoffmenge und Temperatur über die universelle Gaskonstante

R=8{,}314\,\tfrac{\text{J}}{\text{mol}\cdot\text{K}}

. Es enthält die historischen Spezialgesetze als Grenzfälle und ist das Arbeitspferd jeder Gasrechnung. Entscheidend für korrekte Ergebnisse: Temperatur in Kelvin, Druck in Pascal, Volumen in Kubikmetern einsetzen.

Hält man je eine Größe konstant, ergeben sich die historischen Gasgesetze: Bei konstanter Temperatur ist

p\cdot V

konstant (Boyle-Mariotte) - verdoppelt man den Druck, halbiert sich das Volumen (). Bei konstantem Druck wächst das Volumen proportional zur absoluten Temperatur (Charles,

V/T=

const), bei konstantem Volumen der Druck (Gay-Lussac,

p/T=

const).

Gesetz von Boyle-Mariotte (T konstant)

Abb. 2Bei konstanter Temperatur ist das Produkt

p\cdot V

konstant; verdoppelt man den Druck, halbiert sich das Volumen (hier

p\cdot V=12

).

Abb. 2 ↓

Das ideale Gasmodell nimmt punktförmige Teilchen ohne Eigenvolumen und ohne Wechselwirkung an. Reale Gase weichen davon bei hohem Druck und tiefer Temperatur ab - dann werden Eigenvolumen und Anziehungskräfte spürbar (Van-der-Waals-Korrektur) und das Gas neigt zur Verflüssigung. Für die meisten Maturaaufgaben ist die ideale Näherung jedoch völlig ausreichend; gerechnet wird mit

n=\dfrac{pV}{RT}

statt

n=m/M

.

Vokabeln

→ Kartei

ideales GasModellgas ohne Eigenvolumen der Teilchen und ohne Anziehung zwischen ihnen.
universelle Gaskonstante$R=8{,}314\;\tfrac{\text{J}}{\text{mol}\cdot\text{K}}$; Proportionalitätsfaktor der allgemeinen Gasgleichung.
Normbedingungen0 °C und 1,013 bar; unter ihnen nimmt ein Mol idealen Gases 22,414 L ein.
Satz von AvogadroGleiche Gasvolumina enthalten bei gleichem Druck und gleicher Temperatur gleich viele Teilchen.
PartialdruckDruck, den eine Komponente eines Gasgemischs allein im gesamten Volumen ausüben würde.
absolute TemperaturTemperatur in Kelvin, gezählt vom absoluten Nullpunkt bei −273,15 °C.

Allgemeine Gasgleichung

p\,V=n\,R\,T,\quad R=8{,}314\;\tfrac{\text{J}}{\text{mol}\cdot\text{K}}

$p$ ist der Druck in Pa, $V$ das Volumen in $\text{m}^{3}$ , $n$ die Stoffmenge in mol, $T$ die absolute Temperatur in K und $R$ die universelle Gaskonstante. Die Gleichung beschreibt ein ideales Gas; bei hohem Druck oder tiefer Temperatur weichen reale Gase merklich ab.

Molares Volumen unter Normbedingungen

V_{m}=22{,}414\;\tfrac{\text{L}}{\text{mol}}\;\text{bei}\;0\,^{\circ}\!\text{C},\;1{,}013\,\text{bar}

$V_{m}$ ist das Volumen, das ein Mol eines idealen Gases einnimmt. Der Wert gilt nur unter Normbedingungen; bei 25 °C und 1 bar sind es rund 24,8 L/mol. Für Feststoffe und Flüssigkeiten gilt er nicht.

Musterbeispiel

Allgemeine Gasgleichung - Stoffmenge eines Gases

Wieviele Mol $\ce{CO2}$ enthält ein Behälter mit $V=2{,}50\,\text{L}$ bei $p=1{,}20\,\text{bar}$ und $T=298\,\text{K}$ ?

Einheiten
$p=1{,}20\cdot 10^{5}\,\text{Pa}$ , $V=2{,}50\cdot 10^{-3}\,\text{m}^{3}$ .
Auflösen
$n=\dfrac{pV}{RT}=\dfrac{1{,}20\cdot 10^{5}\cdot 2{,}50\cdot 10^{-3}}{8{,}314\cdot 298}$ .
Auswerten
$n\approx \dfrac{300}{2478}\approx 0{,}121\,\text{mol}$ .

Ergebnis: Im Behälter sind $\approx 0{,}121\,\text{mol}\;\ce{CO2}$ , das entspricht rund $5{,}3\,\text{g}$ .

Schritt-für-Schritt Erklärung3 Schritte

1
Das ideale Gas ist eine Modellannahme - Teilchen ohne Volumen und ohne Wechselwirkung. Für Standardbedingungen gut genug.
2
Wenn du mit pV=nRT rechnest, kontrolliere immer drei Dinge: Temperatur in K, Druck in Pa, Volumen in m^3.
3
Bei Reaktionen zwischen Gasen verhalten sich die Volumina wie die Koeffizienten - das ist Avogadros Erkenntnis.

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Bei der Reaktion von 5,00 g Zink mit überschüssiger Salzsäure wird Wasserstoffgas gebildet. Wieviel Liter

\ce{H2}

entstehen bei 25 °C und 1,013 bar?

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Maturafokus

Setze in $p\,V=n\,R\,T$ konsequent SI-Einheiten ein: $p$ in Pa, $V$ in $\text{m}^{3}$ , $T$ in K - dann passt $R=8{,}314\;\tfrac{\text{J}}{\text{mol}\cdot\text{K}}$ .
Rechne die Temperatur stets in Kelvin um: $T[\text{K}]=\vartheta[^{\circ}\text{C}]+273{,}15$ .
Unterscheide Normbedingungen (0 °C, 1,013 bar, $V_{m}=22{,}414$ L/mol) von Standardbedingungen (25 °C, 1 bar, $V_{m}\approx24{,}8$ L/mol).
Nutze den Satz von Avogadro bei Gasreaktionen: Bei gleichem Druck und gleicher Temperatur verhalten sich die Volumina wie die Koeffizienten.
Wende die kombinierte Gasgleichung an, wenn sich zwei Zustandsgrößen ändern: $\dfrac{p_{1}V_{1}}{T_{1}}=\dfrac{p_{2}V_{2}}{T_{2}}$ .

Typische Fehler

Die Temperatur wird in Grad Celsius eingesetzt. Bei 25 statt 298,15 liefert $p\,V=n\,R\,T$ ein um mehr als eine Größenordnung falsches Ergebnis.
$R$ wird mit unpassenden Einheiten kombiniert. Zu $R=8{,}314\;\tfrac{\text{J}}{\text{mol}\cdot\text{K}}$ gehören Pa und $\text{m}^{3}$ , nicht bar und Liter.
Norm- und Standardbedingungen werden vertauscht. 22,414 L/mol gilt bei 0 °C; bei 25 °C sind es rund 24,8 L/mol.
Die Idealgasgleichung wird bei hohem Druck oder tiefer Temperatur unbesehen angewandt; dort weichen reale Gase merklich ab.
Bei Gasgemischen wird mit dem Gesamtdruck statt dem Partialdruck gerechnet. Nach Dalton ist der Gesamtdruck die Summe der Partialdrücke.

Aktive Wiederholung

Berechne die Masse von 5,00 L $\ce{N2}$ bei 25 °C und 1,013 bar.

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e Kap. 9 Gases (OpenStax)

Limitierender Reaktand und Ausbeute#

~4 Min LesezeitStandardCHE-St-3.2

In keiner realen Synthese liegen die Ausgangsstoffe genau im stöchiometrischen Verhältnis vor. Sobald ein Edukt aufgebraucht ist, steht die Reaktion - dieser limitierende Reaktand bestimmt allein, wie viel Produkt höchstens entstehen kann. Jede Aufgabe der Form „wie viel entsteht aus …" beginnt deshalb mit seiner Identifikation; wer stattdessen mit dem Stoff der größeren Masse weiterrechnet, rechnet die ganze Aufgabe falsch.

Das Verfahren ist immer dasselbe und in drei Schritten notierbar: Stoffmengen aller Edukte berechnen, jede durch ihren Koeffizienten in der ausgeglichenen Gleichung teilen, den kleinsten Quotienten wählen. Für

\ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O}

mit 4,0 g Wasserstoff (2,0 mol) und 16 g Sauerstoff (0,50 mol) ergibt sich

2{,}0/2 = 1{,}0

gegen

0{,}50/1 = 0{,}50

: Der Sauerstoff limitiert, obwohl seine Masse die vierfache ist. Genau daran zeigt sich, warum der Vergleich der Massen kein zulässiger Weg ist.

Der überschüssige Reaktand wird nur teilweise verbraucht, und seine Restmenge ist die häufigste Zusatzfrage. Man rechnet die umgesetzte Menge über die Koeffizienten aus dem limitierenden Reaktand zurück und zieht sie von der eingesetzten ab. Im Beispiel verbrauchen 0,50 mol Sauerstoff genau 1,0 mol Wasserstoff; von den eingesetzten 2,0 mol bleibt also 1,0 mol übrig, das sind 2,0 g.

Die theoretische Ausbeute ist die aus der Stöchiometrie berechnete Höchstmenge des Produkts - im Beispiel 1,0 mol Wasser, also 18 g. Die reale Ausbeute ist die tatsächlich isolierte Menge und liegt stets darunter: Nebenreaktionen verbrauchen Edukt, ein Gleichgewicht wird nicht vollständig durchlaufen, Filtration, Umkristallisation und Trocknung kosten Substanz. Die prozentuale Ausbeute setzt beide ins Verhältnis; ein Wert über 100 % ist kein Erfolg, sondern der Hinweis auf eine feuchte oder verunreinigte Probe.

Für die Beurteilung eines Verfahrens genügt die Ausbeute nicht. Die Atomökonomie fragt, welcher Anteil der eingesetzten Atommasse überhaupt im Zielprodukt landet, und bewertet damit auch die unvermeidbaren Nebenprodukte. Eine Additionsreaktion erreicht im Idealfall 100 %, weil alle Atome im Produkt bleiben, während eine Substitution mit sperriger Abgangsgruppe selbst bei vollständigem Umsatz schlecht abschneidet. Diese Kennzahl gehört zu den Prinzipien der grünen Chemie und ist die typische Zusatzfrage im Anforderungsbereich III.

In der Praxis wird der billigere oder ungefährlichere Reaktand bewusst im Überschuss eingesetzt, damit der teure vollständig umgesetzt wird - bei einer Veresterung etwa der Alkohol, um das Gleichgewicht auf die Produktseite zu verschieben. Für die Rechnung folgt daraus zweierlei: Der Überschussreaktand darf nie als vollständig verbraucht angenommen werden, und die Kette Masse → Stoffmenge → Stoffmenge → Masse muss lückenlos notiert sein, weil der Kriterienkatalog den Rechenweg und nicht nur das Endergebnis bewertet.

Vokabeln

→ Kartei

limitierender ReaktandEdukt, das zuerst aufgebraucht ist und damit die Produktmenge begrenzt.
ÜberschussreaktandEdukt, von dem nach vollständiger Reaktion ein Rest verbleibt.
theoretische AusbeuteAus der Stöchiometrie berechnete Höchstmenge des Produkts.
prozentuale AusbeuteVerhältnis von realer zu theoretischer Ausbeute in Prozent.
AtomökonomieAnteil der eingesetzten Atommasse, der im Zielprodukt landet; Kennzahl der grünen Chemie.
NebenreaktionKonkurrierende Reaktion, die Edukt verbraucht, ohne Zielprodukt zu liefern.

Prozentuale Ausbeute

\text{Ausbeute} = \frac{m_{\text{real}}}{m_{\text{theoretisch}}} \cdot 100\,\%

$m_{\text{real}}$ ist die tatsächlich isolierte Produktmasse, $m_{\text{theoretisch}}$ die aus dem limitierenden Reaktand berechnete Höchstmasse; beide in derselben Einheit. Werte über 100 % zeigen Restlösungsmittel oder Verunreinigung an.

Musterbeispiel

Limitierenden Reaktand und Ausbeute bestimmen

Bei $\ce{N2 + 3 H2 -> 2 NH3}$ werden 2,0 mol $\ce{N2}$ und 5,0 mol $\ce{H2}$ eingesetzt; real entstehen 2,8 mol $\ce{NH3}$ . Bestimme den limitierenden Reaktand und die prozentuale Ausbeute.

Koeffizienten-Quotienten
$\ce{N2}$ : $2{,}0/1 = 2{,}0$ ; $\ce{H2}$ : $5{,}0/3 = 1{,}67$ . Der kleinere Quotient gehört zu $\ce{H2}$ - Wasserstoff ist limitierend.
Theoretische Ausbeute
Aus 5,0 mol $\ce{H2}$ folgt über das Verhältnis $3:2$ : $n(\ce{NH3}) = 5{,}0 \cdot \tfrac{2}{3} = 3{,}33\,\text{mol}$ .
Prozentuale Ausbeute
$\frac{2{,}8}{3{,}33} \cdot 100\,\% = 84\,\%$ .

Ergebnis: Wasserstoff ist limitierend; theoretisch 3,33 mol $\ce{NH3}$ , real 2,8 mol -> Ausbeute 84 %. Verknüpfung zum Thema "Anorganische Anwendungschemie" (Haber-Bosch-Verfahren).

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank3 Punkte

Aufgabenstellung

Silbernitrat reagiert mit Natriumchlorid zu Silberchlorid. Gibt man 0,10 mol

\ce{AgNO3}

zu 0,15 mol

\ce{NaCl}

- welcher Stoff limitiert, und welche Stoffmenge

\ce{AgCl}

fällt maximal aus?

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Der limitierende Reaktand wird über die kleinere Masse bestimmt. Maßgeblich ist der kleinste Quotient aus Stoffmenge und Koeffizient.
Theoretische und reale Ausbeute werden vertauscht. Die prozentuale Ausbeute kann nie über 100 % liegen; ein solcher Wert zeigt Restlösungsmittel oder Verunreinigung an.
Der Überschussreaktand wird als vollständig umgesetzt angenommen, statt seine Restmenge zurückzurechnen.
Der Koeffizient wird beim Umrechnen vergessen: Aus 0,50 mol $\ce{O2}$ entstehen 1,0 mol Wasser, nicht 0,50 mol.
Die Einheitenkette wird abgekürzt und Massen direkt ins Stoffmengenverhältnis gesetzt, ohne durch die molare Masse zu dividieren.

Aktive Wiederholung

Berechne für die Reaktion $\ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O}$ aus 4,0 g Wasserstoff und 16 g Sauerstoff den limitierenden Reaktand und die theoretische Wassermasse.

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Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 4 "Stoichiometry of Chemical Reactions" (OpenStax)

Empirische Formel und Verbrennungsanalyse#

~4 Min LesezeitVertiefungCHE-St-3.1CHE-St-3.2

Eine unbekannte organische Substanz verrät ihre Zusammensetzung nicht durch Hinsehen, sondern durch Verbrennung. Aus den Massen an Kohlenstoffdioxid und Wasser, die dabei entstehen, lässt sich der Kohlenstoff- und Wasserstoffgehalt der Probe zurückrechnen; zusammen mit der molaren Masse führt das zur Summenformel. Der Weg ist ein Standardpfad der Reifeprüfung, weil er Stöchiometrie, Massenerhaltung und begründetes Runden in einer einzigen Aufgabe verbindet.

Zu unterscheiden sind zwei Formeln. Die empirische Formel - auch Verhältnisformel - gibt das kleinste ganzzahlige Stoffmengenverhältnis der Elemente an; die Summenformel nennt die tatsächliche Atomzahl im Molekül und ist stets ein ganzzahliges Vielfaches davon. Essigsäure und Glucose besitzen beide die empirische Formel

\ce{CH2O}

, ihre Summenformeln lauten

\ce{C2H4O2}

und

\ce{C6H12O6}

. Ohne die molare Masse ist die Summenformel deshalb nicht bestimmbar; sie stammt in der Praxis aus dem Massenspektrum, der Gasdichte oder einer Gefrierpunktserniedrigung.

Aus Massenprozenten führt ein fester Rechenweg zur empirischen Formel. Man denkt sich eine Probe von 100 g, sodass die Prozentzahlen unmittelbar Gramm sind, teilt jede Masse durch die molare Masse des Elements und erhält die Stoffmengen; diese werden durch den kleinsten Wert dividiert. Für 40,0 % C, 6,7 % H und 53,3 % O ergibt das 3,33 mol C, 6,65 mol H und 3,33 mol O, also das Verhältnis

1:2:1

und damit

\ce{CH2O}

- bei

M=180

g/mol folgt daraus

\ce{C6H12O6}

.

Bei der Verbrennungsanalyse wird die Probe im Sauerstoffstrom vollständig oxidiert; die Verbrennungsgase durchlaufen zwei hintereinandergeschaltete Absorptionsrohre, deren Massenzunahme das entstandene Wasser und das Kohlenstoffdioxid getrennt erfasst. Die Auswertung beruht auf zwei Beziehungen: Jedes Kohlenstoffatom der Probe steckt in genau einem

\ce{CO2}

-Molekül, und jedes

\ce{H2O}

-Molekül enthält zwei Wasserstoffatome. Der Faktor 2 beim Wasserstoff ist die am häufigsten übersehene Stelle der gesamten Rechnung.

Sauerstoff lässt sich auf diesem Weg nicht messen, weil er zugleich aus der Probe und aus dem Verbrennungsgas stammt. Man bestimmt daher die Massen von Kohlenstoff und Wasserstoff, addiert sie und zieht die Summe von der Einwaage ab; die Differenz ist der Sauerstoffanteil der Probe. Ergibt die Differenz null, enthielt die Substanz keinen Sauerstoff und ist ein Kohlenwasserstoff. Enthält die Probe zusätzlich Stickstoff oder Schwefel, reicht die einfache Differenzrechnung nicht mehr aus.

Beim letzten Schritt entscheidet begründetes Runden. Werte wie 1,98 oder 3,03 werden auf 2 und 3 gerundet, weil Messunsicherheiten in dieser Größenordnung normal sind. Ein Wert nahe 1,5 darf dagegen nicht gerundet werden: Er zeigt an, dass alle Zahlen zu verdoppeln sind - aus

1:1{,}5

wird

2:3

. Dieses Vorgehen ist im Rechenweg ausdrücklich zu begründen, denn der Kriterienkatalog bewertet die Begründung und nicht bloß die Endformel.

Vokabeln

→ Kartei

empirische FormelKleinste ganzzahlige Verhältnisformel der Elemente einer Verbindung.
SummenformelTatsächliche Atomzahl je Molekül; ganzzahliges Vielfaches der empirischen Formel.
VerbrennungsanalyseQuantitative Elementaranalyse, bei der die Probe vollständig oxidiert und $\ce{CO2}$ und $\ce{H2O}$ gewogen werden.
EinwaageGenau abgewogene Masse der untersuchten Probe.
MassenanteilAnteil eines Elements an der Gesamtmasse der Verbindung, meist in Prozent.
ElementaranalyseSammelbegriff für Verfahren, die die Elementzusammensetzung einer Substanz quantitativ bestimmen.

Auswertung der Verbrennungsanalyse

n(\ce{C}) = n(\ce{CO2}), \qquad n(\ce{H}) = 2\,n(\ce{H2O})

$n(\ce{CO2})$ und $n(\ce{H2O})$ folgen aus den gewogenen Massen der Absorptionsrohre über $n=m/M$ . Jedes C-Atom der Probe landet in genau einem $\ce{CO2}$ -Molekül, jedes Wassermolekül enthält zwei H-Atome - daher der Faktor 2.

Musterbeispiel

Empirische Formel und Summenformel berechnen

Eine Verbindung enthält 40,0 % C, 6,7 % H und 53,3 % O (Massen-%). Die molare Masse beträgt 180 g/mol. Berechne empirische Formel und Summenformel.

Stoffmengen je 100 g
$n(\ce{C}) = 40{,}0/12 = 3{,}33$ ; $n(\ce{H}) = 6{,}7/1{,}0 = 6{,}7$ ; $n(\ce{O}) = 53{,}3/16 = 3{,}33$ mol.
Durch kleinsten Wert teilen
Teilen durch 3,33: C $=1$ , H $=2{,}0$ , O $=1$ . Empirische Formel $\ce{CH2O}$ (molare Masse 30 g/mol).
Summenformel aus M
Faktor $= 180/30 = 6$ . Summenformel $= \ce{C6H12O6}$ .
Interpretieren
Die Summenformel $\ce{C6H12O6}$ entspricht Glucose - ein Bezug zum Thema "Biochemie" (Kohlenhydrate).

Ergebnis: Empirische Formel $\ce{CH2O}$ , Summenformel $\ce{C6H12O6}$ (Glucose). Querverweis: Thema "Biochemie".

SRDP-Aufgaben

SelbsttestAus der Fragenbank4 Punkte

Aufgabenstellung

Bei der vollständigen Verbrennung von 4,60 g Ethanol entstehen 8,80 g

\ce{CO2}

und 5,40 g

\ce{H2O}

. Bestätige durch Auswertung der Verbrennungsanalyse die Summenformel; die molare Masse beträgt

46\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}}

.

Deine Antwortwird nicht automatisch bewertet

Typische Fehler

Massenprozente werden direkt als Atomverhältnis gelesen. Erst die Division durch die molare Masse macht aus Massen Stoffmengen.
Der Wasserstoff wird mit $n(\ce{H})=n(\ce{H2O})$ berechnet. Jedes Wassermolekül trägt zwei H-Atome, also gilt $n(\ce{H})=2\,n(\ce{H2O})$ .
Empirische Formel und Summenformel werden gleichgesetzt. $\ce{CH2O}$ passt auf Formaldehyd, Essigsäure und Glucose gleichermaßen.
Der Sauerstoffanteil wird vergessen, weil er im Messprotokoll nicht auftaucht; er ergibt sich ausschließlich als Differenz.
Ein Verhältnis von 1,5 wird auf 2 gerundet. Richtig ist die Verdopplung aller Zahlen zum Verhältnis $2:3$ .

Aktive Wiederholung

Ermittle die empirische Formel einer Verbindung mit 40,0 % C, 6,7 % H und 53,3 % O (Massenanteile) und gib bei einer molaren Masse von 180 g/mol die Summenformel an.

Passende Aufgaben üben52 Fragen zum Thema

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Erinnere dich an die Kernpunkte — dann aufdecken.

Quellen: OpenStax Chemistry 2e, Kap. 3 "Composition of Substances" (OpenStax)

Kernpunkte

Stoffmenge und Teilchenzahl aus Masse berechnen

Kernpunkte

Verdünnung einer Salzsäure

Konzentrierte HCl\ce{HCl}HCl in mol/L umrechnen

Kernpunkte

Reaktionsgleichung ausgleichen - Verbrennung von Propan

Limitierendes Reagenz

Kernpunkte

Allgemeine Gasgleichung - Stoffmenge eines Gases

Kernpunkte

Limitierenden Reaktand und Ausbeute bestimmen

Kernpunkte

Empirische Formel und Summenformel berechnen

Quellen

Konzentrierte $\ce{HCl}$ in mol/L umrechnen