Stöchiometrie: Übungsaufgaben mit Schritt-für-Schritt-Lösungen
Auch genannt: stöchiometrisches Rechnen · Stoffmengenberechnung
Kostenlose Übungsaufgaben zu Stöchiometrie mit Skizzen, Tipps und vollständigen Musterlösungen. Jedes Mal neue Werte, in drei Stufen: Masse zu Masse, limitierender Reaktant, prozentuale Ausbeute.
Kostenlose ÜbungsaufgabeLeicht
Welche Masse m an H2O entsteht bei der Reaktion C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O aus 100 g C3H8? Die übrigen Edukte liegen im Überschuss vor.
Stelle die Reaktionsgleichung auf und gleiche sie aus.
Rechne die gegebene Masse in Stoffmenge um: n = m/M.
Verwende die Koeffizienten als Stoffmengenverhältnis, um die Stoffmenge des gesuchten Stoffs zu bestimmen.
Rechne mit m = n·M wieder in eine Masse um. Bei zwei Edukten bestimmst du zuerst den limitierenden Reaktanten.
Häufige Fehler
Das Massenverhältnis statt des Stoffmengenverhältnisses verwenden.
Vergessen, die Gleichung auszugleichen.
Nicht prüfen, welcher Reaktant limitierend ist.
Wichtige Formeln
Stoffmenge
n = m/M
Konzentration
c = n/V
Stoffmengenverhältnis
die Koeffizienten der ausgeglichenen Gleichung verwenden
Limitierender Reaktant
der, der zuerst aufgebraucht ist
Prozentuale Ausbeute
tatsächlich / theoretisch × 100%
Stöchiometrie von Grund auf lernen
1Was Stöchiometrie ist
Eine chemische Gleichung ist ein Rezept. 2H₂ + O₂ → 2H₂O besagt, dass zwei Moleküle Wasserstoff mit einem Molekül Sauerstoff zu zwei Molekülen Wasser reagieren.
Die Stöchiometrie nutzt dieses Rezept, um „Wie viel?“-Fragen zu beantworten: wie viel Produkt du aus einer gegebenen Menge Ausgangsstoff erhältst oder wie viel du brauchst.
Die Zahlen vor den Formeln sind die Koeffizienten. Sie zählen Teilchen, nicht Gramm. Die Gleichung muss ausgeglichen sein: Jedes Atom kommt auf beiden Seiten gleich oft vor.
Teilchen sind viel zu klein, um sie einzeln zu zählen, daher zählen Chemiker sie in Mol. Ein Mol sind 6,022 × 10²³ Teilchen, so wie ein Dutzend 12 Eier sind.
Die Koeffizienten geben also auch ein Stoffmengenverhältnis: 2 mol H₂ reagieren mit 1 mol O₂ und ergeben 2 mol H₂O.
Selbsttest Wie viel mol NH₃ entstehen in N₂ + 3H₂ → 2NH₃ aus 2 mol N₂ (mit genug H₂)?
1 mol
2 mol
4 mol
6 mol
Antwort: 4 mol. 1 mol N₂ ergibt 2 mol NH₃, also ergeben 2 mol N₂ 4 mol. 2 mol zu nennen ignoriert das Stoffmengenverhältnis, und 6 mol verwendet stattdessen den Koeffizienten von H₂.
2Stoffmenge und molare Masse
Eine Waage misst Gramm, aber die Gleichung arbeitet in Mol. Die molare Masse M verbindet die beiden: Sie ist die Masse eines Mols, in g/mol.
n = m / M m = n · M
Du findest M, indem du die Atommassen aus dem Periodensystem addierst. Mit H = 1,0, C = 12,0 und O = 16,0:
M(H₂O) = 2 · 1,0 + 16,0 = 18,0 g/mol
M(CO₂) = 12,0 + 2 · 16,0 = 44,0 g/mol
M(CH₄) = 12,0 + 4 · 1,0 = 16,0 g/mol
Beispiel: 36 g Wasser sind 36 / 18,0 = 2,0 mol Wasser.
Prüfungsfragen geben meist die molaren Massen mit zwei Nachkommastellen an. Verwende die gegebenen Werte.
Selbsttest Wie viel mol sind in 88 g CO₂ (M = 44 g/mol)?
0,5 mol
2 mol
3872 mol
88 mol
Antwort: 2 mol. n = m/M = 88/44 = 2 mol. Die Division in der anderen Richtung (44/88 = 0,5) oder die Multiplikation (88 · 44) verwendet die Formel auf den Kopf gestellt.
3Das Verfahren Schritt für Schritt
Jede Aufgabe von Masse zu Masse folgt demselben Weg: von Gramm zu Mol, über die Gleichung mit dem Stoffmengenverhältnis und zurück zu Gramm.
Prüfe, ob die Gleichung ausgeglichen ist.
Rechne die gegebene Masse von A in Mol um: nA = mA / MA.
Verwende die Koeffizienten: nB = nA · b / a, wobei a und b die Koeffizienten von A und B sind.
Rechne zurück in Masse: mB = nB · MB.
Sind zwei Edukte gegeben, bestimme zuerst das limitierende Edukt und gehe von diesem aus.
Für die Ausbeute in Prozent vergleiche die tatsächlich gewonnene Masse mit der berechneten Masse.
4Ein durchgerechnetes Beispiel
Folge jedem Schritt. Versuche, den nächsten vorherzusagen, bevor du ihn öffnest.
Durchgerechnetes Beispiel
Welche Masse m H₂O entsteht bei der Reaktion CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O aus 8,0 g CH₄? Nimm an, dass der Sauerstoff im Überschuss vorliegt. Verwende M(CH₄) = 16,0 g/mol und M(H₂O) = 18,0 g/mol.
1
Prüfe die Gleichung
Links: 1 C, 4 H, 4 O. Rechts: 1 C, 4 H und 2 + 2 = 4 O. Die Gleichung ist ausgeglichen.
2
Masse in Mol
n(CH₄) = 8,0 / 16,0 = 0,50 mol
3
Das Stoffmengenverhältnis verwenden
1 mol CH₄ ergibt 2 mol H₂O, der Faktor ist also 2/1.
n(H₂O) = 0,50 · 2 / 1 = 1,0 mol
4
Mol in Masse
m(H₂O) = 1,0 · 18,0 = 18 g
5
Antwort prüfen
8 g CH₄ brauchen 1,0 mol O₂, das sind 32 g. Dann gehen 8 + 32 = 40 g hinein. 0,50 mol CO₂ sind 22 g, und 22 + 18 = 40 g kommen heraus. Die Masse bleibt erhalten, die Antwort passt also.
Antwort
m(H₂O) = 18 g
5Limitierendes Edukt und Ausbeute in Prozent
Sind zwei Edukte gegeben, geht meist eines zuerst zur Neige. Das ist das limitierende Edukt. Es bestimmt, wie viel Produkt entsteht; das andere bleibt übrig (im Überschuss).
Um es zu finden, teile die Stoffmenge jedes Edukts durch seinen Koeffizienten. Das kleinere Ergebnis gehört zum limitierenden Edukt.
Beispiel: 4,0 g H₂ (M = 2,0) und 16 g O₂ (M = 32) reagieren in 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Das sind 2,0 mol H₂ und 0,50 mol O₂.
Also ergeben 0,50 mol O₂ 0,50 · 2 = 1,0 mol Wasser, das sind 18 g. Ein Teil des Wasserstoffs bleibt übrig.
In der Praxis gewinnst du nie das gesamte Produkt. Die prozentuale Ausbeute vergleicht, was du erhalten hast, mit dem, was du berechnet hast, der theoretischen Ausbeute:
Y = tatsächlich / theoretisch × 100%
Selbsttest Die theoretische Ausbeute einer Reaktion beträgt 18 g, und du gewinnst 15,3 g. Wie groß ist die prozentuale Ausbeute?
118%
15,3%
2,7%
85%
Antwort: 85%. Y = 15,3/18 × 100 % = 85 %. Die Division in der anderen Richtung ergibt 118 %, was unmöglich ist: Du kannst nicht mehr gewinnen als die theoretische Menge.
6Häufige Fehler
Das Massenverhältnis statt des Stoffmengenverhältnisses verwenden. Die Koeffizienten zählen Mol, niemals Gramm.
Mit einer nicht ausgeglichenen Gleichung arbeiten.
Vom Edukt im Überschuss statt vom limitierenden ausgehen.
Das limitierende Edukt anhand der kleinsten Masse oder der kleinsten Stoffmenge wählen, ohne durch die Koeffizienten zu teilen.
Tatsächlich durch theoretisch falsch herum teilen. Eine Ausbeute liegt nie über 100 %.
Die Stoffmengen zu früh runden. Behalte drei oder vier signifikante Stellen bis zum Ende.
Selbsttest 4,0 g H₂ (M = 2,0 g/mol) und 16 g O₂ (M = 32 g/mol) reagieren: 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Welche Masse Wasser (M = 18 g/mol) kann entstehen?
18 g
20 g
36 g
9 g
Antwort: 18 g. O₂ ist limitierend: 0,50 mol O₂ ergeben 1,0 mol Wasser, 18 g. 36 g geht vom Wasserstoff aus, der im Überschuss vorliegt. 20 g addiert die Massen, aber ein Teil des Wasserstoffs reagiert nicht.
7So sehen Prüfungsaufgaben aus
Leicht: Masse zu Masse. Ein Edukt ist gegeben, die anderen liegen im Überschuss vor. Bestimme die Masse eines Produkts.
Mittel: limitierendes Edukt. Zwei Eduktmassen sind gegeben. Bestimme das limitierende Edukt, dann die Masse des Produkts.
Schwer: Ausbeute in Prozent. Berechne die theoretische Ausbeute und vergleiche sie dann mit der gewonnenen Masse.
Die molaren Massen sind in der Aufgabe gegeben. Schreibe den Fahrplan m → n → n → m neben jede Antwort.
Welche Masse m an MgO entsteht bei der Reaktion 2Mg + O2 → 2MgO aus 12 g Mg? Die übrigen Edukte liegen im Überschuss vor.
M(Mg) = 24,31 g/molM(MgO) = 40,3 g/mol
Gesucht: m(g)
Tipps anzeigen
Rechne die gegebene Masse in Stoffmenge um: n = m/M.
Die Koeffizienten geben das Stoffmengenverhältnis an: 2 mol Produkt je 2 mol Edukt.
n(Mg) = 12/24,31 = 0,4936 mol.
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Stöchiometrie: Eine ausgeglichene Gleichung zählt Teilchen, nicht Gramm. Rechne Masse mit n = m/M in Stoffmenge um, nimm die Koeffizienten der Gleichung als Stoffmengenverhältnis und rechne mit m = n·M zurück. Bei zwei Edukten ist der limitierende Reaktant der, der zuerst verbraucht ist und die Produktmenge bestimmt.
Stoffmenge des Edukts
n = 12/24,31 = 0,4936 mol
Stoffmengenverhältnis
n(MgO) = 0,4936·2/2 = 0,4936 mol
Masse des Produkts
m = 0,4936·40,3 = 19,89 g
Antwort
m = 19,89 g
Beispiel 2Mittel
6 g C3H8 und 20 g O2 reagieren nach C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O. Welche Masse m an H2O kann entstehen?
M(C3H8) = 44,1M(O2) = 32M(H2O) = 18,02 g/mol
Gesucht: m(g)
Tipps anzeigen
Rechne beide Massen in Stoffmengen um.
Teile jede durch ihren Koeffizienten: Das kleinere Ergebnis gehört zum limitierenden Reaktanten.
n(C3H8)/1 = 0,1361, n(O2)/5 = 0,125.
Antwort und Schritt-für-Schritt-Lösung anzeigen
Stöchiometrie: Eine ausgeglichene Gleichung zählt Teilchen, nicht Gramm. Rechne Masse mit n = m/M in Stoffmenge um, nimm die Koeffizienten der Gleichung als Stoffmengenverhältnis und rechne mit m = n·M zurück. Bei zwei Edukten ist der limitierende Reaktant der, der zuerst verbraucht ist und die Produktmenge bestimmt.
Stoffmenge jedes Edukts
n(C3H8) = 6/44,1 = 0,1361 mol
n(O2) = 20/32 = 0,625 mol
Limitierender Reaktant
0,1361/1 = 0,1361, 0,625/5 = 0,125 → O2
Masse des Produkts
n(H2O) = 0,125·4 = 0,5 mol
m = 0,5·18,02 = 9,01 g
Antwort
m = 9,01 g
Beispiel 3Schwer
Bei der Reaktion CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O reagieren 10 g CH4 vollständig (die übrigen Edukte im Überschuss), und es werden 17,01 g CO2 gewonnen. Bestimme die prozentuale Ausbeute Y.
M(CH4) = 16,04 g/molM(CO2) = 44,01 g/moltatsächlich: 17,01 g
Gesucht: Y(%)
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Bestimme zuerst die theoretische Ausbeute: die Masse, die entstünde, wenn alles reagiert.
Stöchiometrie: Eine ausgeglichene Gleichung zählt Teilchen, nicht Gramm. Rechne Masse mit n = m/M in Stoffmenge um, nimm die Koeffizienten der Gleichung als Stoffmengenverhältnis und rechne mit m = n·M zurück. Bei zwei Edukten ist der limitierende Reaktant der, der zuerst verbraucht ist und die Produktmenge bestimmt.
Theoretische Ausbeute
n(CH4) = 10/16,04 = 0,6234 mol
m = 0,6234·1/1·44,01 = 27,44 g
Prozentuale Ausbeute
Y = 17,01/27,44·100 = 62%
Antwort
Y = 62%
Fragen und Antworten
Stöchiometrie: Worum geht es?
Eine chemische Gleichung ist ein Rezept. 2H₂ + O₂ → 2H₂O besagt, dass zwei Moleküle Wasserstoff mit einem Molekül Sauerstoff zu zwei Molekülen Wasser reagieren.
Die Stöchiometrie nutzt dieses Rezept, um „Wie viel?“-Fragen zu beantworten: wie viel Produkt du aus einer gegebenen Menge Ausgangsstoff erhältst oder wie viel du brauchst.
Stöchiometrie: Wie löst man die Aufgaben Schritt für Schritt?
Stelle die Reaktionsgleichung auf und gleiche sie aus.
Rechne die gegebene Masse in Stoffmenge um: n = m/M.
Verwende die Koeffizienten als Stoffmengenverhältnis, um die Stoffmenge des gesuchten Stoffs zu bestimmen.
Rechne mit m = n·M wieder in eine Masse um. Bei zwei Edukten bestimmst du zuerst den limitierenden Reaktanten.
Stöchiometrie: Welche Fehler passieren am häufigsten?
Das Massenverhältnis statt des Stoffmengenverhältnisses verwenden.
Vergessen, die Gleichung auszugleichen.
Nicht prüfen, welcher Reaktant limitierend ist.
Stöchiometrie: Was wird geübt?
Leicht: Masse zu Masse
Mittel: limitierender Reaktant
Schwer: prozentuale Ausbeute
Jede Aufgabe hat neue Werte, so lernst du den Lösungsweg statt einer Antwort. Du hängst fest? Öffne zuerst einen kleinen Tipp und die vollständige Erklärung erst, wenn du sie brauchst.
So funktioniert das Üben
Jede Aufgabe hat neue Werte, so lernst du den Lösungsweg statt einer Antwort.
Du hängst fest? Öffne zuerst einen kleinen Tipp und die vollständige Erklärung erst, wenn du sie brauchst.
Dein Fortschritt, deine Fehler und gespeicherten Aufgaben bleiben erhalten, damit du vor der Prüfung wiederholen kannst.