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Stöchiometrisches Rechnen (mol/u/Masse)
 
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alpha_centauri



Anmeldungsdatum: 22.07.2009
Beiträge: 10

BeitragVerfasst am: 22. Okt 2009 16:56    Titel: Stöchiometrisches Rechnen (mol/u/Masse) Antworten mit Zitat

Hallo Leute,

Irgendwie hab ich grad den totalen Hänger.


Ich habe folgende Stoffmengen gegeben. 1,2mol H und 0,2mol NH3 nun soll die jeweilige Masse berechnet werden, also m in gramm.

dabei gibt es 2 Verständnisprobleme bei mir:
1. ich weiß nicht wie ich auf die Formel kommen soll. Tafelwerk erklärt nicht genau genug die Unterschiede der Angaben.
2. Was ist der unterschied zwischen mol und u, bezogen auf das aufstellen der Formel für die Berechnung?

Hilfe

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magician4
Administrator


Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11648
Wohnort: Hamburg

BeitragVerfasst am: 22. Okt 2009 18:31    Titel: Antworten mit Zitat

Hi,

1. meinst du wirklich 1,2 mol H, oder doch eher 1,2 mol H2?

2. (zu deinem 1.) welche "formel" die du aufstellen willst meinst du?

3. (zu deinem 2.)
- ein "mol" ist eine bestimmte "stueckzahl", naemlich 6.023 * 10^23 stueck
(historisch ists die anzahl der molekuele in 2 g wasserstoff H2)

- ein "u" ist eine bestimmte masse, naemlich 1,66 * 10^-24 g
(historisch ists die masse eines wasserstoff-atoms)

- s.o., welche formel?


gruss

ingo
alpha_centauri



Anmeldungsdatum: 22.07.2009
Beiträge: 10

BeitragVerfasst am: 22. Okt 2009 19:21    Titel: Antworten mit Zitat

Die Aufgabenstellung ist im Wortlaut folgende ( DUDEN PATEC Physik Gymnasiale Oberstufe Seite 162 / ISBN 978-3-89818-311-6):


(Aufgabe 5.)

Welche Masse haben folgende Stoffmengen:
1,2 mol Wasserstoffatome; 0,7 mol Eisenatome;
0,2 mol Ammoniakmoleküle?



Ein Teil habe ich bereits gelöst:

Ammoniakmoleküle = 17 g/mol = M

M = m/n umgestellt nach m

m = M * n

einsetzen:

(17g*0,2mol)/mol = 3,4g


Nun weiß ich, dass 1u=1mol ist und könnte nun einfach wie oben weiterrechnen, aber wie rechne ich exakter mit u weiter, also wie setze ich u ein, sodass man sieht, dass 1u = 1mol ist. ^^

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TheBartman



Anmeldungsdatum: 09.07.2009
Beiträge: 665

BeitragVerfasst am: 22. Okt 2009 19:31    Titel: Antworten mit Zitat

Wieso bitte ist 1 u = 1 mol ???

u ist eine Masse, während mol eine Anzahl ist. Da ist nix gleich. Und wieso willst du überhaupt weiter rechnen? Du bist doch schon fertig.

Du hast die Masse an 0,2 mol Ammoniak ausgrechnet. Was brauchst du denn noch? (nachgerechnet habe ich jetzt nicht ...)
Hammer

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alpha_centauri



Anmeldungsdatum: 22.07.2009
Beiträge: 10

BeitragVerfasst am: 22. Okt 2009 19:59    Titel: Antworten mit Zitat

die von 1,2 mol Wasserstoffatome; 0,7 mol Eisenatome ^^
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TheBartman



Anmeldungsdatum: 09.07.2009
Beiträge: 665

BeitragVerfasst am: 22. Okt 2009 20:02    Titel: Antworten mit Zitat

Dann googelst du jetzt nach der molaren Masse von Wasserstoff und Eisen. Und wie Ingo schon anmerkte, ist es ein Unterschied, ob H oder H2.
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magician4
Administrator


Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11648
Wohnort: Hamburg

BeitragVerfasst am: 23. Okt 2009 15:18    Titel: Antworten mit Zitat

wegen wasserstoff und eisen:

1. nimm dir ein periodensystem zur hand, oder klick hier: http://www.lenntech.de/pse/pse.htm

2. such dein element

3. lies das dazugehoerige molekulargewicht ab / klick auf das element und guck auf der dann sich oeffnenden seite unter punkt 2 "molekulargewicht"

kommst du weiter?

gruss

ingo
alpha_centauri



Anmeldungsdatum: 22.07.2009
Beiträge: 10

BeitragVerfasst am: 23. Okt 2009 15:49    Titel: Antworten mit Zitat

Danke!

Das ist eine Top Seite. Ich hab nun selbst etwas weiter überlegt und bin zu dem Schluss gekommen, dass die AVOGADRO-Konstante multipliziert mit der Massenzahl u gleich 1 ergibt. Deshalb ist 1mol = 1u. Formeltechnisch hab ichs noch nicht formuliert. Also wie man das beweisen würde.

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magician4
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Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11648
Wohnort: Hamburg

BeitragVerfasst am: 23. Okt 2009 16:18    Titel: Antworten mit Zitat

uiuiuiiii...

die avogadrokonstante multipliziert mit "u" ergibt nicht eins, sondern 1 g/mol:

[A] ist "pro mol", [u ] ist "gramm"


weiterhin: wenn a * b = 1, dann folgt daraus nicht b=1, sondern lediglich b = 1/a
somit koennte deine "einsicht" nur gelten, wenn die avogadrokonstante ebenfalls eins waere, was sie nicht ist

vergiss das aufstellen irgendwelcher komplizierter "beweisformeln", setz dich lieber hin und uebe noch mal ein wenig die grundrechenarten und ihre gesetze...

gruss

ingo
alpha_centauri



Anmeldungsdatum: 22.07.2009
Beiträge: 10

BeitragVerfasst am: 23. Okt 2009 17:40    Titel: Antworten mit Zitat

Ich hab nochmal die Grundrechenarten geübt Thumbs up! ..und bin zu folgenden Schluss gekommen:
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TheBartman



Anmeldungsdatum: 09.07.2009
Beiträge: 665

BeitragVerfasst am: 23. Okt 2009 20:09    Titel: Antworten mit Zitat

Also ich wäre mit deiner Behauptung und dem Beweis vorsichtig.

Was war ist, ein Atom mit der Masse 1 u hätte auch die Molmasse 1 g/mol. Ja. Aber deswegen ist 1 u noch lange nicht GLEICH 1 g/mol.

Genausowenig wie 4 Räder GLEICH 1 Auto sind.

Problematisch wird es spätestens dann, wenn du versuchst Molmassen aus den Atombausteinen zu errechnen. Da Atome in der Regel leichter sind als die Summe der Massen ihrer Kernbausteine. Also vorsicht.

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alpha_centauri



Anmeldungsdatum: 22.07.2009
Beiträge: 10

BeitragVerfasst am: 23. Okt 2009 23:30    Titel: Antworten mit Zitat

TheBartman hat Folgendes geschrieben:
Problematisch wird es spätestens dann, wenn du versuchst Molmassen aus den Atombausteinen zu errechnen. Da Atome in der Regel leichter sind als die Summe der Massen ihrer Kernbausteine. Also vorsicht.


Ist das nur eine Vermutung oder wird das in der Tat gemacht?

Die Definition von u und mol bezieht sich doch ganz klar auf Atome und nicht auf deren Bestandteile. Zumindest wäre mir das neu. Man lernt ja nie aus smile

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TheBartman



Anmeldungsdatum: 09.07.2009
Beiträge: 665

BeitragVerfasst am: 24. Okt 2009 00:05    Titel: Antworten mit Zitat

alpha_centauri hat Folgendes geschrieben:
TheBartman hat Folgendes geschrieben:
Problematisch wird es spätestens dann, wenn du versuchst Molmassen aus den Atombausteinen zu errechnen. Da Atome in der Regel leichter sind als die Summe der Massen ihrer Kernbausteine. Also vorsicht.


Ist das nur eine Vermutung oder wird das in der Tat gemacht?


Klingt das wie eine Vermutung? Aber es wird nicht "gemacht" sondern ist ein Naturgesetz. Google mal "Massendefekt".

alpha_centauri hat Folgendes geschrieben:

Die Definition von u und mol bezieht sich doch ganz klar auf Atome und nicht auf deren Bestandteile. Zumindest wäre mir das neu. Man lernt ja nie aus smile


DEFINIERT ist es auf 1/12 C12, richtig. Und wozu benötigst du u? Die Masse von Kernbausteinen wird doch auch in u angegeben.

Die meisten Chloratome haben die Atommasse von 34.9689 u. Da nach deinem "Beweis" nun 1 u = 1 g/mol ist, müsste die Molmasse von Chlor auch so groß sein. Dummerweise ist sie aber 35,453 g/mol.

Hier wirbele ich jetzt bewusst ein paar Dinge durcheinander, um die Gefahr darzulegen.

Man liest oft von einer "Atommasse" wo eigentlich "Molmasse" stehen müsste. Nach meiner Meinung ist das einfach falsch.

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alpha_centauri



Anmeldungsdatum: 22.07.2009
Beiträge: 10

BeitragVerfasst am: 24. Okt 2009 00:46    Titel: Antworten mit Zitat

Kannst du die Quellen deiner Angaben nennen? Ich würde mir das gerne mal ansehen. Der Massendefekt ist mir bekannt. Er bezieht sich aber auf die Kernphysik. In der Chemie werden Stoffe aus Atomen zusammengesetzt. Weder bei einzelnen Atomen noch bei den daraus zusammengesetzten Molekülen findet je eine Atomveränderung statt. Im Gegensatz zur Kernspaltung.

Nun ist es so, dass g/mol die Masse für eine genau bestimmte Teilchenanzahl darstellt. Die Einheit u stellt ebenfalls eine Masse dar, unabhängig von Atomen. Die Festlegung, dass gerade 1/12 Kohlenstoffatome = 1u ist. Ist rein willkürlich. Es hätten auch 2 Heliumatome sein können. Daraus habe ich geschlussfolgert, dass u nicht eine Bezugsgröße zur Kernmasse sondern zur Atommasse ist. Und so wird es auch beschrieben.

Ich vermute einfach mal, dass der Unterschied von 1Atom Chlor = 34.9689 und 35,453 g/mol. darin liegt, dass bei der Bestimmung von mol einfach eine große Menge betrachtet wurde. Diese könnte nun deshalb größer sein, weil in einer Ansammlung von Chlor-Atomen auch Isotope vorkommen. Isotope haben eine unterschiedliche Neutronenzahl und damit auch unterschiedliches Gewicht. Demzufolge hat ein einzelnes Atom nicht die gleiche relative Masse wie mehrere Atomansammlungen. Weil die Isotope nicht in dem PSE eingerechnet werden. *Vermutung*

Ich würde deshalb deine Erklärung in Frage stellen wollen.

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TheBartman



Anmeldungsdatum: 09.07.2009
Beiträge: 665

BeitragVerfasst am: 24. Okt 2009 01:13    Titel: Antworten mit Zitat

alpha_centauri hat Folgendes geschrieben:
Der Massendefekt ist mir bekannt. Er bezieht sich aber auf die Kernphysik. In der Chemie werden Stoffe aus Atomen zusammengesetzt. Weder bei einzelnen Atomen noch bei den daraus zusammengesetzten Molekülen findet je eine Atomveränderung statt. Im Gegensatz zur Kernspaltung.


Und du glaubst ernsthaft, man könnte Kernphysik von Chemie trennen??
Da muss ich dich entäuschen.

alpha_centauri hat Folgendes geschrieben:

Nun ist es so, dass g/mol die Masse für eine genau bestimmte Teilchenanzahl darstellt. Die Einheit u stellt ebenfalls eine Masse dar, unabhängig von Atomen. Die Festlegung, dass gerade 1/12 Kohlenstoffatome = 1u ist. Ist rein willkürlich. Es hätten auch 2 Heliumatome sein können.


Definitionen sind immer willkürlich.

alpha_centauri hat Folgendes geschrieben:

Daraus habe ich geschlussfolgert, dass u nicht eine Bezugsgröße zur Kernmasse sondern zur Atommasse ist. Und so wird es auch beschrieben.


Und der praktische Unterschied zwischen Kernmasse und Atommasse ist welcher?

alpha_centauri hat Folgendes geschrieben:

Ich vermute einfach mal, dass der Unterschied von 1Atom Chlor = 34.9689 und 35,453 g/mol. darin liegt, dass bei der Bestimmung von mol einfach eine große Menge betrachtet wurde. Diese könnte nun deshalb größer sein, weil in einer Ansammlung von Chlor-Atomen auch Isotope vorkommen. Isotope haben eine unterschiedliche Neutronenzahl und damit auch unterschiedliches Gewicht. Demzufolge hat ein einzelnes Atom nicht die gleiche relative Masse wie mehrere Atomansammlungen. Weil die Isotope nicht in dem PSE eingerechnet werden. *Vermutung*


Deine Vermutung ist soweit korrekt, es liegt an den Isotopen. Bei den gängigen PSEs sind die Isotopenverhältnisse mit eingerechnet. Daher stehen da dann die Molmassen.
Die Atommassen braucht man seltener, beispielsweise in der hochauflösenden Massenspektrometrie. In der Chemie rechnet man meistens mit Molmassen.

alpha_centauri hat Folgendes geschrieben:
Ich würde deshalb deine Erklärung in Frage stellen wollen.

Kritisch zu sein ist nur gesund. Ich möchte dir nur darlegen dass u die Einheit der Atommasse ist, und g/mol die Einheit der Molmasse und das dass eben nicht zwingend das gleiche ist. Und das sollte mein Beispiel deutlich gemacht haben.

Welche Quellen zu welchen Angaben hättest du denn gerne? Ich poste hier ja keine Geheinisse und bin mir sicher, du findest alles im Netz.

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magician4
Administrator


Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11648
Wohnort: Hamburg

BeitragVerfasst am: 24. Okt 2009 05:01    Titel: Antworten mit Zitat

@ alpha centauri

dein "mathematischer beweis" bricht bereits in der ersten zeile deiner beweisfuehrung zusammen:

1 g/mol ist NICHT (1/6.023*10^23 ) g

WEDER vom zahlenwert her (wie du durch schlichtes nachrechnen feststellen kannst) NOCH von den dimensionen her (g/mol ist NICHT gleich g )

selbst wenn du die avogadrokonstante korrekt mit ihrer dimension "pro mol" angesetzt haettest: dann erhieltest du als einheit rechts mol*g, was ebenfalls nicht gleich g/mol ist

vergiss es

geh grundrechenarten ueben

und, wenn du schon dabei bist: uebe mal das korrekte aufstellen von basisgleichungen der physik. UND MERK DIR: DU KANNST EINE DIMENSION NICHT GEGEN EINEN SKALAR KUERZEN

ansonsten: garbage in, garbage out

P.S.: die angabe der masse eines choratoms ist unsinnig, sofern du net das spezielle isotop nennst, z.b. 35-Cl
die in den periodensystemen gegebenen mitteren atomgewichte beziehen sich auf typischerweise anzutreffende isotopenzusammensetzungen
die tabellierten massen beziehen den massedefekt bereits mit ein, und liegen somit ggf. anders als die summe der reinen neutronen und protonenmassen des "hypothetisch nicht-verschmolzenen" kerns

P.P.S.: bei deinen gravierenden luecken wuerd ich mal deutlich ne nummer leiser aufteten wenn dir hier fachkundige leute antworten
TheBartman



Anmeldungsdatum: 09.07.2009
Beiträge: 665

BeitragVerfasst am: 24. Okt 2009 12:49    Titel: Antworten mit Zitat

magician4 hat Folgendes geschrieben:

P.S.: die angabe der masse eines choratoms ist unsinnig, sofern du net das spezielle isotop nennst, z.b. 35-Cl
die in den periodensystemen gegebenen mitteren atomgewichte beziehen sich auf typischerweise anzutreffende isotopenzusammensetzungen
die tabellierten massen beziehen den massedefekt bereits mit ein, und liegen somit ggf. anders als die summe der reinen neutronen und protonenmassen des "hypothetisch nicht-verschmolzenen" kerns


Die Angabe der Atommasse Cl35 war absichtlich mit "die meisten Chloratome" bezeichnet. Klar würfelt man hier zwei Dinge durcheinander, aber das ist ja genau der Unterschied zwischen Atom- und Molekülmasse.

Wenn man nun ausschließlich Cl35 betrachtet, ist der Zahlenwert von Atom- und Molmasse gleich, da hätte er ja recht.
Wenn man nun aber beides gleichsetzt müsste es aber umgekehrt auch Atommassen von 35,453 u geben. Danach kann man aber lange suchen...

Der Erwähnung des Massendefektes sollte nur deutlich machen, dass man schnell auf die Idee kommen könnte, die Molmassen anhand der Kernbausteine errechnen zu wollen, wenn man 1 g/mol = 1 u setzt.

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magician4
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Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11648
Wohnort: Hamburg

BeitragVerfasst am: 24. Okt 2009 13:24    Titel: Antworten mit Zitat

TheBartman hat Folgendes geschrieben:

Wenn man nun ausschließlich Cl35 betrachtet, ist der Zahlenwert von Atom- und Molmasse gleich, da hätte er ja recht.


nein. die atommasse von 35-Cl ist 1/6.023*10^23 stel der molmasse von 35-Cl (nicht zu verwechseln mit der molmasse von 35-Cl2 , du weisst wie ich das meine)

die molmasse ist hingegen definiert als "das atomgewicht [in "u"] [stattdessen] in gramm"

und auch hier irrst du:
TheBartman hat Folgendes geschrieben:
Die Angabe der Atommasse Cl35 war absichtlich mit "die meisten Chloratome" bezeichnet. Klar würfelt man hier zwei Dinge durcheinander, aber das ist ja genau der Unterschied zwischen Atom- und Molekülmasse.


der unterschied "Atom- und Molekülmasse" ist nicht der unterschied der molmassen von reinisotop versus "erdtypischem isotopenmix"
es ist vielmehr der unterschied zwischen Cl und Cl2, jeweils ein atom / molekuel
was du meinst ist die mittlere molmasse (also ohne -ekül !!!!!) vs. der molmasse des reinisotops
das sind dann jeweils 6.023*10^23 davon , und soweiter



gruss

ingo
TheBartman



Anmeldungsdatum: 09.07.2009
Beiträge: 665

BeitragVerfasst am: 24. Okt 2009 17:00    Titel: Antworten mit Zitat

Das artet jetzt ein bisschen in Haarspalterei aus, aber...

magician4 hat Folgendes geschrieben:

nein. die atommasse von 35-Cl ist 1/6.023*10^23 stel der molmasse von 35-Cl (nicht zu verwechseln mit der molmasse von 35-Cl2 , du weisst wie ich das meine)

die molmasse ist hingegen definiert als "das atomgewicht [in "u"] [stattdessen] in gramm"


Ich sagte auch sie sind vom ZAHLENWERT her gleich. Genauso wie die Größen 1 Fahrrad und 1 Auto vom Zahlenwert gleich sind.


magician4 hat Folgendes geschrieben:

der unterschied "Atom- und Molekülmasse" ist nicht der unterschied der molmassen von reinisotop versus "erdtypischem isotopenmix"
es ist vielmehr der unterschied zwischen Cl und Cl2, jeweils ein atom / molekuel
was du meinst ist die mittlere molmasse (also ohne -ekül !!!!!) vs. der molmasse des reinisotops
das sind dann jeweils 6.023*10^23 davon , und soweiter


Obwohl du hier recht hast, verzerrst du meine Aussage etwas. Worauf ich nun abzielte: Wenn ich eine Molmasse von 35,453 g/mol habe (und hey, wenn ich ein Mol Cl-Atome in statu nascendi habe reißt mir für diese Aussage üblicherweise niemand den Kopf ab) werde ich lange nach einem Teilchen suchen müssen, welches eine Masse von 35,453 u hat. Wenn du mich jetzt dafür auspeitschen willst, kannst du gern statt "Molmasse" die Bezeichnung "Atommasse" einsetzen. Das ändert nichts daran.

Vielleicht hat sich die Unterscheidung von Mol- und Atommasse bei mir einfach falsch abgelegt aber in der Massenspektrometrie fahre ich ganz gut damit.

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magician4
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Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11648
Wohnort: Hamburg

BeitragVerfasst am: 24. Okt 2009 22:42    Titel: Antworten mit Zitat

ich will hier niemandem den kopf abreissen, und es ist normalerweise ueberhaupt nicht meine art zu beckmessern oder net alle fuenfe grade sein zu lassen.

leider gehts im titelthread aber unglueckseliger weise darum, dass jemand hier der ansicht ist ein mol sei gleich einem u, und da kommt man dann eben ohne begriffliche schaerfe in diesem nebel aus sprachlichen feinheiten und ungenauigkeiten einfach sonst nie zu potte.

daher (und ich verspreche dann auch damit aufzuhoeren), abermals nein, auch vom zahlenwert her sind die nicht gleich, eben weil "~35/NA" ungleich "~35/1"

soderle. und da ich davon ausgehe dass die diskutanten hier ueberwiegend alle wissen wovon wir reden (und ja, ich hab auch meine hochaufgeloesten massen noch zu fuss nachgerechnet und aus den isotopenverhaeltnissen von M+, (M+1)+ dann die C anzahl bestimmt usw.) sollte das thema dann soweit hoffentlich durch sein

peace be upon u

gruss

ingo
TheBartman



Anmeldungsdatum: 09.07.2009
Beiträge: 665

BeitragVerfasst am: 25. Okt 2009 09:06    Titel: Antworten mit Zitat

Da ich mir recht sicher bin, du weißt wovon du redest und ich immernoch anderer Meinung bin, bin ich mir mittlerweile sicher dass wir ein bisschen aneinander vorbei reden. Das übliche Problem der Internetkommunikation. Hammer

Den TS haben wir ja schon erfolgreich vergrault und ich gebe nun auch Ruhe. Prost

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magician4
Administrator


Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11648
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BeitragVerfasst am: 25. Okt 2009 11:32    Titel: Antworten mit Zitat

magste ne bretzel zum bier?

und ansonsten, yeah.... kommunikation ist ne schwierige sache


gruss

ingo
TheBartman



Anmeldungsdatum: 09.07.2009
Beiträge: 665

BeitragVerfasst am: 25. Okt 2009 11:40    Titel: Antworten mit Zitat

magician4 hat Folgendes geschrieben:
magste ne bretzel zum bier?


Gerne, wir Norddeutschen müssen ja zusammen halten. Big Laugh

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alpha_centauri



Anmeldungsdatum: 22.07.2009
Beiträge: 10

BeitragVerfasst am: 25. Okt 2009 21:20    Titel: Antworten mit Zitat

magician4 hat Folgendes geschrieben:
@ alpha centauri

dein "mathematischer beweis" bricht bereits in der ersten zeile deiner beweisfuehrung zusammen:

1 g/mol ist NICHT (1/6.023*10^23 ) g

WEDER vom zahlenwert her (wie du durch schlichtes nachrechnen feststellen kannst) NOCH von den dimensionen her (g/mol ist NICHT gleich g )


Du hast leider mehrere Fehler gemacht. Sowohl mathematisch als auch vom Leseverständnis. Es ist Zweifellos so, dass 1g/mol vom Wert her 1u ist. Ich habe mich noch mal gründlich belesen und komme nur zu dem gleichen Schluss.

Dein Denkfehler liegt darin, dass du annimmst, dass mol ungleich 1/6.023*10^23. Dabei hast du nicht nur den Zahlenwert falsch abgelesen sondern auch die Definition von mol nicht verstanden. Selbst der Wert 6.023*10^23 ist von dir falsch wiedergegeben. Ich habe den richtig gerundeten Wert 6.022*10^23 benutzt. Selbst mit noch genaueren Werten kommt man auf die jeweils andere Größe.

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Zuletzt bearbeitet von alpha_centauri am 04. Nov 2009 01:32, insgesamt einmal bearbeitet
magician4
Administrator


Anmeldungsdatum: 05.10.2009
Beiträge: 11648
Wohnort: Hamburg

BeitragVerfasst am: 25. Okt 2009 22:03    Titel: Antworten mit Zitat

hoffentlich bleibt die wissenschaft von dir verschont....


schoenes leben noch

ingo
alpha_centauri



Anmeldungsdatum: 22.07.2009
Beiträge: 10

BeitragVerfasst am: 30. Okt 2009 13:44    Titel: Antworten mit Zitat

Ich muss ein kleines Zugeständnis machen. Man ist ja lernfähig also rein von den Zahlen her stimmt die Rechnung. Problem ist nur die Vermischung von Einheiten gewesen. Es ist einfach eine Definitionssache. Ich habe mir nochmal fachkundigen Rat geholt und mir wurde das auch höflich und anständig erklärt und gezeigt, wo mein Denkfehler war. Die Einheiten können nicht vermischt werden. Es sind nur willkürlich parallel verlaufende Größen, die Zufällig die selben Werte besitzen. Das hab ich jetzt verstanden. So weit war mein Gedanke also nicht entfernt. Es ist schade, dass bei diversen Diskussionen immer Dinge eingemischt werden die nicht der Problemlösung dienen. Ich sag da nur diverse Sticheleien. Aber das ist nichts Neues. So geht es in allen Foren zu. Egal welches Niveau das Forum anspricht. Deshalb sollten wir in Zukunft den ganzen Belehrungsmist weglassen und Problemorientierter arbeiten, dann kommt es auch zu keinen Trotzreaktionen und langatmigen Widerrede-Diskussion und alle sind Glücklich. Jedenfalls habe ich was gelernt, hauptsächlich ohne das Forum, durch eigene Arbeit und fachliche Hilfe der Schule. Thumbs up!
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