Stöchiometrischer Faktor
Beziehung zwischen Mol des Reaktanten und Produktes z.B. 2mol:1mol
Produkt steht immer oben!
der stöchiometrische Faktor sagt dir:
Wie viele Teilchen (oder mol) von Stoff B reagieren mit 1 mol von Stoff A.
(kann auch reaktant zu reaktant sein)
1/29
| Term | Definition |
|---|---|
| Stöchiometrischer Faktor | Beziehung zwischen Mol des Reaktanten und Produktes z.B. 2mol:1mol Produkt steht immer oben! der stöchiometrische Faktor sagt dir: Wie viele Teilchen (oder mol) von Stoff B reagieren mit 1 mol von Stoff A. (kann auch reaktant zu reaktant sein) |
| Wie kann man das prüfen | - Gesamtmasse der Reaktanten = Gesamtmasse der Produkte! - Probe: g der Produkte addieren = g der Reaktanten? |
| Mengentabelle | Anfangs g Reaktant Produkt Anfangs mol Veränderung g Finale mol Finale g |
| Theoretische Ausbeute berechnen | 1) Chemische Gleichung aufstellen 2) In Mol umwandeln 3) Konvertieren (Mol von Reaktant zu Mol Produkt) → Stöchiometrischer Faktor 4) Mol Produkt in Masse g umwandeln |
| Wie viel g wird produziert? | 1) Mengentabelle aufstellen 2) Mol in g umrechnen |
| Prozentuale Ausbeute | 1) = Vergleich zwischen theoretischer und tatsächlicher Ausbeute 2) Tatsächliche A x100/ theoretische A |
| Begrenzende Reaktanten | - nicht genug von einem Reaktanten, um den anderen vollständig aufzubrauchen→ nur begrenzt Produkt bildbar - Wenn von einem Reaktanten etwas übrigbleibt, ist der andere begrenzend! |
| Begrenzender Reaktant BR berechnen | 1) Theoretisches Mol Verhältnis aufstellen 2Al + 3 Cl2 → Al2Cl6. mol Cl2 : mol Al = 3:2 2) Mol jedes Reaktanten berechnen 3) Molverhältnis berechnen & mit theoretischem Verhältnis vergleichen - mol Cl2 : mol Al > 3:2 (z.B. 4:2)→ zu wenig Al um Cl2 aufzubrauchen = Al begrenzend - mol Cl2 : mol Al < 3:2 (z.B. 1:2)→ zu wenig Cl2 um Al aufzubrauchen = Cl2 begrenzend Achtung: Weitere Berechnungen IMMER mit begrenzenden Reaktanten durchführen! |
| Erwartete Masse vom Produkt berechnen | 1) Mol BR x (Verhältnis Produkt : BR) mol Cl2 x (1mol Al2Cl6 /3mol Cl2 ) = mol Al2Cl6 2) mol in g umwandeln |
| Wie viel Reaktant bleibt übrig? | 1) Erforderlicher R durch Verhältnis berechnen mol BR x (Verhältnis Reaktant : BR) mol Cl2 x (2mol Al /3mol Cl2 ) = erforderliche mol Al 2) Überschüssiger Reaktant = R verfügbar – R erforderlich |
| Volumen des Produkts | 1) mol Produkt x (1,00L / Konzentration in mol) |
| Verbrennungsprozess | Bei der Verbrennung reagiert eine Probe immer mit Sauerstoff (O₂). - Wasserstoff (H) aus der Probe reagiert mit O₂ → es entsteht Wasser (H₂O) - Kohlenstoff (C) aus der Probe reagiert mit O₂ → es entsteht Kohlenstoffdioxid (CO₂) Misst man, wie viel H₂O und CO₂ entsteht, kann man daraus berechnen, wie viele H- und C-Atome in der Probe waren. -> So bestimmt man das Verhältnis von Kohlenstoff zu Wasserstoff (C : H). |
| Empirische Formel ermitteln | Ges. CxHx (g der Reaktanten & Produkte muss gegeben sein) -> Verbrennung mit O2, dadurch entstehen H2O & CO2 → alle C & H Atome stammen aus CxHx (CxHx + O2 → H2O + CO2) 1) mol C = mol CO2 mol H = 2x mol H2O (In H2O sind 2 H Atome) 2) Verhältnis von mol H : mol C 3) Nur ganze Zahlen! Bei 0,33 & 0,66 → x3 ; 0,25 & 0,75→ x4 ; 0,5 → x2 |
| Lösungsmittel | Komponente, deren physikalischer Zustand beibehalten wird |
| Gelöster Stoff | andere Komponente einer Lösung, stoff wird im Lösungsmittel gelöst |
| Stoffmengenkonzentration | C = Molarität: = gelöste Stoffmenge (mol) / Volumen der Lösung (L) Wenn 1,00L Wasser genutzt, um eine 1,00L Lösung herzustellen, bleibt Wasser übrig |
| Herstellen einer Lösung | abgewogenen Feststoff in bestimmten Menge Lösungsmittel auflösen |
| Verdünnen | weniger konzentrierte Lösung, mehr Lösungsmittel dazugeben |
| Molarität berechnen | 1) mol berechnen 2) Molarität C= mol/L (gelöste Stoffmenge n/Volumen der Lösung V) 3) Nur ganze Zahlen! Bei 0,33 & 0,66 → x3 ; 0,25 & 0,75→ x4 ; 0,5 → x2 |
| Welche Masse wird benötigt, um eine bestimmte Lösung herzustellen? | 1) n = C x V (Stoffmenge mol = Molarität mol/L x Volumen L) 2) mol in g umrechnen |
| Verdünnen: Wie viel Wasser hinzufügen? | Mol in originaler Lösung = Mol in verdünnter Lösung 1) M x V = mol/L x L = mol NaOH in (verdünnter) Lösung 2) Volumen der verdünnten Lösung = mol NaOH x 1L/gewünschte mol 3) Hinzugefügtes Wasser = Volumen der Lösung – Anfangsvolumen (L) Verkürzung: CAnfang x VAnfang = CEnde x VEnde |
| pH | - Weg den Säuregehalt auszudrücken, Konzentration von H3O+ in einer Lösung Sauer <7 Neutral = 7 Basisch >7 - pH niedrig → hohe H3O+ Konzentration - pH hoch→ niedrige H3O+ Konzentration |
| Mit pH rechnen | pH= - log (H3O+) (H3O+) = 10^-pH |
| Säure-Basen-Titration | - Bei der Titration gibt man eine Lösung zur anderen (z. B. Base zur Säure). - Säure und Base reagieren miteinander. - Ein Indikator zeigt an, wann die stöchiometrische Reaktion erreicht ist (Farbumschlag). Ionengleichung (net ionic equation): OH- + H3O+ = 2 H2O |
| Äquivalenzpunkt bei Säure-Basen-Titration | - Stoffmenge H₃O⁺ = Stoffmenge OH⁻ - Säure und Base haben sich genau vollständig neutralisiert - Die Lösung ist im Gleichgewicht |
| Lösung standardisieren | - Standardisieren bedeutet, die genaue Konzentration einer Lösung zu bestimmen. - Man reagiert die Lösung mit einer Referenzsubstanz (Standard), deren Menge genau bekannt ist. - Aus der Reaktion berechnet man dann die exakte Konzentration der Lösung. 1) Stoffmenge (mol) berechnen 2) Benötigte Menge der Säure/Base mit dem stöchiometrischen Faktor bestimmen 3) Konzentration berechnen: C = (mol/L) 4) Gewichtsprozent (Massenprozent): Statt der Konzentration die Masse der Säure/Base berechnen. und dann Prozent Gewichtsprozent = g Säure oder Base/g Gesamtlösung x 100 👉 Konzentration → mol/L, 👉 Gewichtsprozent → Masseanteil in % |
| Spektrophotometrie | durch Menge des absorbierten Lichts kann die Konzentration eines Stoffes in einer Lösung bestimmt werden |
| Lambert-Beer-Gesetz | - beschreibt den Zusammenhang zwischen absorbierten Lichtmenge und der Weglänge und Konzentration gelöster Stoffe - Absorptionsgrad A = Absorptionskoeffizient e x Weglänge l x Konzentration c - Unbekannte Konzentration kann bestimmt werden, wenn A gemessen wird |
| beim dividieren gilt immer: | was will ich berechnen (oben) durch was habe ich (unten) |