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Chemie · Chemische Reaktionen
Rechnen mit dem Mol: molare Masse, Reaktionsgleichungen als Mengenverhältnis, limitierendes Edukt, Ausbeute sowie Gasvolumen, Konzentration und Massenanteil.
Das Mol verbindet Gramm mit Teilchenzahlen. Jede Rechnung läuft in drei Schritten: Gramm in Mol (÷ M), Mol über die Koeffizienten umrechnen, Mol zurück in Gramm (· M).
Ein Mol sind 6,022 · 10²³ Teilchen (Avogadro-Konstante, Einheit mol⁻¹): Atome, Moleküle oder Ionen. 1 mol H₂O sind 6,022 · 10²³ Moleküle, aber dreimal so viele Atome.
Die molare Masse M ist die Masse von 1 mol in g/mol, nicht in u. Ihr Zahlenwert gleicht der relativen Atom- bzw. Molekülmasse (Ar, Mr, ohne Einheit) aus dem Periodensystem.
1 u ist ein Zwölftel der Masse eines ¹²C-Atoms (1,66 · 10⁻²⁷ kg). → Ausführlich in: Nuklide
Lerne H = 1, C = 12, N = 14, O = 16 g/mol und addiere für Moleküle: H₂O = 2 · 1 + 16 = 18 g/mol, CO₂ = 12 + 2 · 16 = 44 g/mol.
Die stöchiometrischen Koeffizienten sind Stoffmengenverhältnisse, keine Massenverhältnisse. 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O heißt: 2 mol H₂ reagieren mit 1 mol O₂ zu 2 mol H₂O. In Gramm sind das 4 g H₂ und 32 g O₂.
Aufgabe: Wie viel O₂ brauchst du für 10 g H₂, und wie viel Wasser entsteht?
Probe: 10 g + 80 g = 90 g. Das ist die Massenerhaltung (Lavoisier): Im geschlossenen System wiegen Edukte und Produkte gleich, Atome werden nur neu angeordnet. Gleichungen ausgleichen → Ausführlich in: Formelschreibweise
Bei einer vollständigen Verbrennung wird C zu CO₂ und H zu H₂O. → Ausführlich in: Oxidation Reduktion
Meist geht ein Edukt zuerst aus. Dieses limitierende Edukt bestimmt die Produktmenge, vom anderen bleibt ein Überschuss.
Aufgabe: 2 Mg + O₂ → 2 MgO mit 12 g Mg und 4 g O₂ (M(Mg) = 24 g/mol).
Steht „im Überschuss“ in der Aufgabe, rechnest du nur vom anderen Stoff.
Die Rechnung liefert die theoretische Ausbeute, das Maximum. Die tatsächlich erhaltene (abgewogene) Menge ist die tatsächliche Ausbeute. Die prozentuale Ausbeute ist tatsächlich : theoretisch · 100 %: Bei 8 g MgO im Mg-Beispiel sind das 8 : 10 = 80 %.
n(H₂) = 5 mol, n(O₂) = 2 mol. 2 mol O₂ brauchen nur 4 mol H₂, also limitiert O₂: 4 mol H₂O = 72 g. 1 mol H₂ (2 g) bleibt übrig.
Ein Mol jedes idealen Gases füllt bei Normalbedingungen (0 °C, 1013 hPa) etwa 22,4 L, egal welches Gas. Das molare Volumen Vm = 22,4 L/mol ergibt n = V / Vm. Bei anderen Bedingungen brauchst du die Gasgleichung → Ausführlich in: Ideale Gase, Gasgleichung
Die Stoffmengenkonzentration (Molarität) c = n / V gibt Mol pro Liter fertiger Lösung an. 11,7 g NaCl (M = 58,5 g/mol) auf 250 mL aufgefüllt: n = 0,2 mol, c = 0,2 mol : 0,25 L = 0,8 mol/L.
Beim Verdünnen bleibt n gleich, nur V wächst. Aus 100 mL der 0,8-molaren Lösung werden 400 mL: n = 0,08 mol, c = 0,08 mol : 0,4 L = 0,2 mol/L.
| Größe | Formel | Einheit |
|---|---|---|
| Stoffmenge | n = m / M | mol |
| Gas | n = V / Vm | mol |
| Molarität | c = n / V | mol/L |
| Massenkonzentration | β = m / V | g/L |
| Dichte | ρ = m / V | g/mL |
| Massenanteil | w = m(Teil) : m(gesamt) | ohne Einheit, oft % |
ρ gehört zum Stoff selbst, β zum gelösten Stoff in der Lösung. Für ein Element in einer Verbindung gilt w = Atomzahl · Ar : Mr. In H₂O: w(H) = 2 : 18 = 11,1 %, w(O) = 88,9 %.
Interaktive Darstellung
Deine AufgabeStelle Probenmasse und molare Masse ein und lies n = m/M ab. Vergleiche die Kurvenlage mit Wasser, Kohlenstoffdioxid und Natriumchlorid: Warum sinkt n bei größerem M?
