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Zusammenfassung

Moleküle, Avogadro und das Mol auf einen Blick — die Formeln, die in der Arbeit zählen.

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1.1 Gase bestehen aus Molekülen

Viele Gase bestehen nicht aus einzelnen Atomen, sondern aus Molekülen — und gleiche Gasvolumina enthalten gleich viele davon.

1.1.1 Molekül

Kleinstes Teilchen eines Stoffes aus fest miteinander verbundenen Atomen.

H2O: 2 H-Atome + 1 O-Atom

1.1.1 Molekülformel

Der Index zählt die Atome im Molekül, der Koeffizient davor die Moleküle.

3 H2O = 3 Moleküle, 6 H + 3 O

1.1.1 Elementmoleküle

Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff und die Halogene bilden zweiatomige Moleküle; Edelgase bestehen aus einzelnen Atomen.

H2, O2, N2, Cl2 · He, Ne, Ar

1.1.2 Volumenverhältnisse

Bei Gasreaktionen verhalten sich die Volumina wie kleine ganze Zahlen — wie die Koeffizienten.

2 L H2 + 1 L O2 → 2 L H2O(g)
Gesetz von Avogadro
Gleiche Volumina verschiedener Gase enthalten bei gleichem Druck und gleicher Temperatur gleich viele Teilchen.
Folgerung: V1 : V2 = N1 : N2 (gleiches p und T). Gilt nur für Gase, weil dort fast nur die Abstände das Volumen bestimmen.

Gleiches Volumen ist nicht gleiche Masse

1 L Sauerstoff und 1 L Wasserstoff enthalten gleich viele Moleküle — ein O2-Molekül ist aber 16-mal so schwer. Deshalb wiegt der Liter Sauerstoff 16-mal so viel.

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1.2 Stoffmenge und molare Masse

Teilchen sind zu klein zum Zählen. Die Stoffmenge bündelt sie zu handlichen Paketen, die molare Masse macht sie wiegbar.

1.2.1 Stoffmenge n

Gibt an, wie viele Teilchen eine Stoffportion enthält — gezählt in Mol.

Einheit: 1 mol

1.2.1 Das Mol

Ein festes Paket aus genau 6,022 · 1023 Teilchen — wie ein Dutzend, nur viel größer.

1 mol = 6,022 · 1023 Teilchen

1.2.2 Molare Masse M

Masse von 1 mol eines Stoffes. Ihr Zahlenwert ist gleich der Teilchenmasse in u.

M(C) = 12 g/mol · M(O) = 16 g/mol

1.2.2 Verbindungen

Molare Massen aller Atome der Formel addieren — Indizes mitzählen.

M(CO2) = 12 + 2 · 16 = 44 g/mol
Stoffmenge und Teilchenzahl
n = N : NA
NA = 6,022 · 1023 mol−1 (Avogadro-Konstante), N = Teilchenzahl.
Stoffmenge und Masse
n = m : M
m in g, M in g/mol. Gerundete Werte: H 1, C 12, N 14, O 16, Na 23, Mg 24, S 32, Cl 35,5, Fe 56 g/mol.

Das Mol ist eine Anzahl

1 mol Wasserstoff wiegt 2 g, 1 mol Eisen 56 g — aber beide Portionen enthalten gleich viele Teilchen. Das Mol ist keine Masseneinheit.

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1.2 Molares Volumen und Rechenweg

Bei Gasen hängt das Volumen nur von der Stoffmenge ab — nicht von der Gasart. Damit lässt sich jede Größe über n in jede andere umrechnen.

1.2.3 Molares Volumen

Volumen von 1 mol eines Gases — für alle Gase gleich groß.

Vm = V : n in L/mol

1.2.3 Bedingungen

Das molare Volumen hängt von Temperatur und Druck ab.

0 °C, 1013 hPa: 22,4 L/mol · 20 °C: 24 L/mol

1.2.4 Drehscheibe n

Jede Umrechnung läuft über die Stoffmenge: gegeben → n → gesucht.

m ↔ n ↔ V · n ↔ N

1.2.4 Mit Gleichungen

Die Koeffizienten einer Reaktionsgleichung geben das Stoffmengenverhältnis an.

CH4 + 2 O2: n(O2) = 2 · n(CH4)
Stoffmenge und Gasvolumen
n = V : Vm
Nur für Gase. Vm = 22,4 L/mol bei Normbedingungen (0 °C, 1013 hPa), ≈ 24 L/mol bei 20 °C.
Umgestellt
m = n · M · V = n · Vm · N = n · NA
Einheitenprobe: mol · g/mol = g, mol · L/mol = L.

Einheitenprobe rettet Punkte

Wer n = M : m rechnet, erhält die Einheit mol−1 statt mol. Setze Einheiten immer mit ein — dann fällt ein falsch umgestellter Bruch sofort auf.

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Die Regeln, an denen die Punkte hängen

Diese drei Stellen kosten in der Arbeit am häufigsten Punkte.

Elementgase sind zweiatomig

Für Sauerstoffgas gilt M(O2) = 32 g/mol, nicht 16 g/mol. Gleiches gilt für H2 (2 g/mol), N2 (28 g/mol) und Cl2 (71 g/mol).

Molares Volumen nur für Gase

18 g Wasser sind 1 mol, aber keine 22,4 L, sondern etwa 18 mL. Das molare Volumen gilt nicht für Flüssigkeiten und Feststoffe.

Erst n, dann alles andere

Nie direkt Gramm in Liter oder Gramm eines Stoffes in Gramm eines anderen umrechnen: immer zuerst die Stoffmenge bestimmen, dann weiter.