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nachschlagen würden, hätten Sie Ihre Antwort, aber hier ist eine Website, die Ihnen
hilft www.alevelchemistry.co.uk Ein Hauptproblem, mit dem ein Chemiker bei der Durchführung von Reaktionen konfrontiert ist, besteht darin, zu verstehen, was er in den Reaktionsgefäßen in Bezug auf das Geschehen zwischen einzelnen Atomen und Ionen angesichts ihrer geringen Größe sieht; • Der Durchmesser eines Atoms beträgt etwa 10 -10 m OR • Zwei Millionen Wasserstoffatome würden einen durchschnittlichen Punkt zurücklegen. • Wenn ein einzelner Wassertropfen auf die Größe der Erde vergrößert werden könnte, dann wären seine Atome im gleichen Maßstab so groß wie Golfbälle. Die Massen der Atome Atome sind sehr klein. Ein einzelnes Wasserstoffatom wiegt beispielsweise etwa 2 x 10-24 g (0,000 000 000 000 000 000 000 000 002 g). So kleine Zahlen sind umständlich zu verwenden, daher wurde anstelle der tatsächlichen Massen von Atomen eine einfachere Möglichkeit gefunden, die Masse eines Atoms auszudrücken.Relative Atommasse Ar Wenn Sie mit diesem Abschnitt fertig sind, sollten Sie in der Lage sein: · die relative Atommasse in Bezug auf Kohlenstoff-12 zu definieren · die relativen Atommassen für die Elemente aus dem Periodensystem abzuleiten Da Wasserstoff das kleinste und leichteste Atom ist, das es ursprünglich war als Standardatom verwendet, mit dem alle anderen Atome verglichen werden. Relative Atommasse = Masse eines Atoms eines Elements Masse eines Wasserstoffatoms Somit ist Ar(H) = 1 Ar(O) = 16 jedes Sauerstoffatom ist 16 mal schwerer als ein Wasserstoffatom Ar(S) = 32 Ar(C ) = 12 Relative Atommassen werden jetzt durch Massenspektrometrie bestimmt (siehe später), und da in der Massenspektrometrie häufig flüchtige Kohlenstoffverbindungen verwendet werden, wird jetzt die Masse eines Atoms von 126C als Referenzstandard verwendet.Die moderne Definition der relativen Atommasse lautet: Relative Atommasse = Masse eines Atoms eines Elements 1/12 der Masse eines Atoms von Kohlenstoff-12 Auf dieser Skala hat Kohlenstoff-12 eine relative Atommasse von 12.000000, Kohlenstoff hat a relative Atommasse von 12,011011 und Wasserstoff hat eine relative Atommasse von 1,00797. Relative Atommassen sind aufgrund der Existenz von Isotopen nicht immer ganze Zahlen. Z.B. Ar(Cl) = 35,5 Beachten Sie, dass relative Atommassen Verhältnisse sind, sie haben keine Einheiten. Ungefähre relative Atommassen können den Massenzahlen in Ihrem Periodensystem entnommen werden. Relative Molekülmasse Mr Wenn Sie mit diesem Abschnitt fertig sind, sollten Sie in der Lage sein: · Die relative Molekülmasse einer Substanz anhand ihrer Formel und einer Tabelle der relativen Atommassen zu berechnen.Ein Molekül besteht aus miteinander verbundenen Atomen. Die Masse eines Moleküls lässt sich ermitteln, indem man die Massen der enthaltenen Atome addiert. Die relative Molekülmasse einer Verbindung ist die Summe der relativen Atommassen aller Atome in einem Molekül der Verbindung. Kohlendioxid CO2 1 Atom C, Ar(C) = 12 12 2 Atome O, Ar(O) = 16 32 Mr(CO2) = 44 dh 1 Molekül CO2 wiegt 44 mal so viel wie 1 Atom Wasserstoff. Wie groß ist die relative Molekülmasse von Schwefelsäure H2SO4? Mr(H2SO4) = (2 x1) + 32 + (4 x 16) = 98 Was ist die relative Molekülmasse von Magnesiumnitrat Mg(NO3)2 Mr[Mg(NO3)2] = 24 + {2 x (14 + 3 x 16)} = 24 + {2 x (14 + 48)} = 148 Was ist die relative Molekülmasse von Kupfersulfatkristallen CuSO4,5H2O. Herr[CuSO4.5H2O] = 64 + 32 + (4 x 16) + 5 x {(2 x 1) + 16} = 64 + 32 + 64 + (5 x 18) = 250 Viele Verbindungen bestehen aus Ionen, nicht aus Molekülen. Bei ionischen Verbindungen stellt die Formel eine Formeleinheit dar und nicht ein Molekül der Verbindung. Eine Formeleinheit für Natriumsulfat ist Na2SO4. Für ionische Verbindungen kann der Begriff relative Formelmasse verwendet werden. Aufgabe 1 Berechnen Sie die relativen Molekülmassen dieser Verbindungen: (a) NaOH [40] (b) KCl [ ] (c) MgO (d) Ca(OH)2 (e) HNO3 (f) CuCO3 (g) NH4NO3 ( h) CaSO4 (i) Na2CO3.10H2O (j) Mg(HCO3)2 DER MAULWURF Der Maulwurf ist eine bequeme Art, eine große Anzahl von Objekten (in diesem Fall Atome, Moleküle oder Ionen) zu beschreiben Äpfel, ein Bündel Papier oder eine Tüte Zucker.Es ist im Prinzip ähnlich wie ein Bankkassierer die Anzahl der Münzen in einer Tüte durch Wiegen der gesamten Tüte „zählt“. Angenommen, eine 2p-Münze ist doppelt so schwer wie eine 1p-Münze. Eine 5-Pence-Münze ist fünfmal so schwer wie eine 1-Pence-Münze. Eine 10-Pence-Münze ist zehnmal so schwer wie eine 1-Pence-Münze. Wenn ein Ladenbesitzer dem Kassierer vier Säcke mit Münzen mit den folgenden Gewichten gibt: 1 Cent-Beutel (100 g), 2 Cent-Beutel (200 g), 5 Cent-Beutel (500 g) und 10 Cent-Beutel (1000 g) Was wissen Sie über die Anzahl der Münzen in jedem Beutel? Betrachten Sie 1p 2p 5p 10p 1 Münze 1 2 5 10 2 Münzen 2 4 10 20 3 Münzen 3 6 15 30 4 Münzen 4 8 20 40 Unabhängig vom tatsächlichen Gewicht der Münzen ist das Gewichtsverhältnis immer konstant 1 : 2 : 5 :10 Solange die gleiche Anzahl von Münzen genommen wird, stehen ihre Gewichte immer im gleichen Verhältnis. Mole von Atomen Betrachten Sie nun die folgenden Atome H C S Mg Ca Ar 1 12 32 24 40 1 Atom 2 Atome 10 Atome Das Verhältnis ihrer Gewichte ist immer gleich 100 Atome wie das Verhältnis ihres Ars. 1000 Atome 1 Million Atome ??? Atome 1g 12g 32g 24g 40g Atome können wie Münzen durch Wiegen gezählt werden. Der einzige Unterschied besteht darin, dass Millionen und Abermillionen von Atomen benötigt werden, bevor wir ein Gewicht erhalten, das sich auf einer normalen Waage registriert. Die Anzahl der Atome in 1 g Wasserstoffatomen beträgt 602 000 000 000 000 000 000 000 (6 x 1023) und diese Menge wird als ein Mol bezeichnet. Ein Mol einer Substanz enthält immer diese Teilchenzahl (die sogenannte Avogadro-Zahl). Deswegen:Die Masse eines Mols an Kohlenstoffatomen beträgt 12 g. Die Masse eines Mols Schwefelatome beträgt 32 g. Die Masse eines Mols Magnesiumatome beträgt 24 g. Die Masse eines Mols Calciumatome beträgt 40 g. Wie groß ist die Masse von 5 Mol Fluoratomen? Ar(F) = 19 1 Mol Fluoratome wiegt 19 g 5 Mol Fluoratome wiegen 5 x 19 g = 95 g Wie viele Mol Atome sind in 1,6 g Kupfer enthalten? Ar(Cu) = 64 1 Mol Kupfer wiegt 64 g 1,6 g Kupfer muss kleiner als 1 Mol sein Kupfermenge = 1,6 g 64 g = 0,025 Mol Masse von 1 Mol eines Elements = relative Atommasse in Gramm Masse von 1 Mol a Verbindung = relative Molekülmasse in Gramm Molzahl = Stoffmasse Masse von 1 Mol Stoff Aufgabe 1 1.Wie groß ist die Masse von 1 Mol (a) Natriumatomen (b) Kobaltatomen (c) Bleiatomen 2. Was ist die Masse von 0,1 Mol (a) Bariumatomen (b) Kupferatomen (c) Zinnatomen Mol Verbindungen Welche Masse haben 2 Mol Schwefelsäure? Mr(H2SO4) = 98 1 mol Schwefelsäure wiegt 98 g 2 mol Schwefelsäure wiegt 2 x 98 g = 196 g Welche Masse haben 0,1 mol Wasser? Mr(H2O) = 18 1 mol Wasser wiegt 18 g 0,1 mol Wasser wiegt 0,1 x 18 g = 1,8 g Wie viele Mol Natriumhydroxid sind 8,0 g? Mr(NaOH) = 40 40g NaOH ist 1 mol 8.0g ist kleiner als 1 mol Menge an NaOH = 8.0g 40g = 0.2 mol Aufgabe 2 1. Berechnen Sie die Masse von 2 mol (a) Natriumcarbonat Na2CO3 (b) Kalium Hydroxid KOH 2.Berechnen Sie die Masse von (a) 1 mol Natriumchlorid NaCl (b) 0,5 mol Magnesiumhydroxid Mg(OH)2 (c) 4 mol Eisen(II)-chlorid (d) 2,5 mol Natriumcarbonat (e) 0,1 mol von Zink(II)-chlorid Aufgabe 3 Berechnen Sie die Menge von jedem der Folgenden: (a) 30,0 g Sauerstoffmoleküle, O2. (b) 31,0 g Phosphormoleküle, P4. (c) 50,0 g Calciumcarbonat, CaCO3. Aufgabe 4 Berechnen Sie die Masse von jedem der Folgenden: (a) 2.50 mol Wasserstoff, H2. (b) 0,500 mol Natriumchlorid, NaCl. (c) 0,250 mol Kohlendioxid, CO2. Aufgabe 5 Eine Ammoniakprobe, NH3, wiegt 1,00 g. (a) Wie viel Ammoniak ist in dieser Probe enthalten? (b) Welche Masse von Schwefeldioxid, SO2, enthält die gleiche Anzahl von Molekülen wie in 1.00g Ammoniak? Reagierende Massen berechnen Eine chemische Gleichung wie N2 (g) + 3H2 (g) 2NH3 (g) ist eine Art chemische Bilanz; es sagt uns, dass ein Mol Stickstoff mit drei Mol Wasserstoff reagiert, um zwei Mol Ammoniak zu ergeben. (es sagt uns nichts über die Geschwindigkeit der Reaktion oder die Bedingungen, die erforderlich sind, um sie herbeizuführen). Eine solche Gleichung ist ein wesentlicher Ausgangspunkt für viele Experimente und Berechnungen; es sagt uns, in welchem Verhältnis die Stoffe reagieren und die Produkte gebildet werden. Wenn Sie mit diesem Abschnitt fertig sind, sollten Sie in der Lage sein: · einfache Berechnungen der Reaktionsmasse basierend auf einer gegebenen chemischen Gleichung durchzuführen. Ausgearbeitetes Beispiel Welche Masse Jod reagiert vollständig mit 10.0g Aluminium? Das Problem ist etwas komplizierter als die, die Sie zuvor gemacht haben, da es mehrere Schritte umfasst. Jeder Schritt ist einfach, aber Sie sehen möglicherweise nicht sofort, wo Sie anfangen sollen. Ein Ansatz zur Lösung von mehrstufigen Problemen ist unten angegeben. Sie können diesen Ansatz bei der Lösung schwierigerer Probleme nützlich finden. Stellen Sie sich drei Fragen: 1. Was weiß ich? In diesem Fall wäre die Antwort: (a) die Reaktionsgleichung (b) die verwendete Aluminiummasse Bei einigen Aufgaben erhalten Sie die Gleichung; In diesem Fall wird die Gleichung nicht angegeben und Sie sollten sie nach Ihrem allgemeinen chemischen Wissen aufschreiben. 2. Was kann ich aus meinem Wissen herausholen? (a) aus der Gleichung ,Sie können das Verhältnis der reagierenden Mengen (b) aus der Masse des Aluminiums ermitteln Sie können die Menge berechnen, sofern Sie die Molmasse nachschlagen können. 3. Kann ich jetzt sehen, wie ich die endgültige Antwort erhalte? Normalerweise lautet die Antwort 'ja', aber Sie müssen Frage 2 vielleicht noch einmal stellen, jetzt wissen Sie mehr als am Anfang. (a) aus der Menge an Aluminium und dem Verhältnis der reagierenden Massen kann man die Jodmenge berechnen (b) aus der Jodmenge erhält man die Masse anhand der Molmasse. Jetzt werden wir jeden Schritt durchgehen und die notwendigen Berechnungen durchführen. 1. Die ausgewogene Reaktionsgleichung ist 2Al (s) + 3I2 (s) 2AlI3 (s) diese Gleichung sagt uns, dass 2 mol Al mit 3 mol I2 reagieren; so können wir das Verhältnis Menge von Al = 2 Menge von I2 3 2 schreiben.Berechnen Sie die Aluminiummenge mit n=m/M. N = 10,0 g = 0,370 mol 27,0 g mol-1 3. Berechnen Sie die Jodmenge, die mit dieser Aluminiummenge reagiert, indem Sie den Ausdruck basierend auf der Gleichung einsetzen. Menge an Al = 2 Menge an I2 3 Menge an Jod = 3/2 x 0,370 mol = 0,555 mol 4. Berechnen Sie die Masse von Jod aus der Menge mit n = m/M in der Form m = nM. M = nM = 0.555 mol x 254 g mol-1 = 141 g Beispiel 2 Welche Masse an Magnesiumoxid kann aus der vollständigen Verbrennung von 12 g Magnesium gewonnen werden? 2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s) 2 mol 1 mol 2 mol Da Ar (Mg) = 24 Mr (MgO) = 40 2 x 24g Mg 2 x 40g MgO 48g Magnesium bildet 80g Magnesiumoxid 1g Magnesium bildet 80g Magnesiumoxid 48 12g Magnesiumformen 12 x 80g Magnesiumoxid 48 = 20 g Magnesiumoxid cf 3 Päckchen Chips kosten 39p. Was kosten 7 Päckchen Chips? Aufgabe 6 (a) Welche Magnesiummasse würde mit 16,0 g Schwefel vollständig reagieren? Mg (s) + S (s) MgS (s) (b) Welche Sauerstoffmasse würde durch die vollständige Zersetzung von 4,25 g Natriumnitrat entstehen,NaNO3? 2NaNO3 (s) 2NaNO2 (s) + O2 (g) (c) Welche Masse an Phosphor(V)-oxid, P2O5, würde bei der vollständigen Oxidation von 4,00 g Phosphor entstehen? 4P (s) + 5O2 (g) 2P2O5 (s) (d) Bei Zugabe von 0,27 g Aluminium zu einer überschüssigen Kupfer(II)-sulfatlösung werden 0,96 g Kupfer ausgefällt. Leiten Sie die Reaktionsgleichung her. Molvolumen von Gasen Berechnung von Summen- und Summenformeln aus analytischen Daten und Molmassen Die Summenformel einer Verbindung ist die einfachste Form des Verhältnisses der Atome verschiedener Elemente in ihr. Die Summenformel gibt die tatsächliche Anzahl jeder Atomart in einem Molekül des Stoffes an. Beispielsweise lautet die Summenformel von Phosphor(V)-Oxid P4O10, während seine empirische Formel P2O5 ist.Wenn Sie diesen Abschnitt abgeschlossen haben, sollten Sie in der Lage sein: · die empirische Formel einer Verbindung zu berechnen, die entweder (a) die Massen der Bestandteile in einer Probe oder (b) die Zusammensetzung in Bezug auf die Massenprozentsätze der Bestandteile gegeben ist. Berechnung der Summenformel aus den Massen der Bestandteile Um die Summenformel einer Verbindung zu bestimmen, müssen wir zunächst die Menge jedes in einer Probe vorhandenen Stoffes berechnen und dann das einfachste ganzzahlige Verhältnis der Mengen berechnen. Es ist praktisch, die Ergebnisse in Form einer Tabelle darzustellen. Im folgenden Beispiel werden wir das Verfahren Schritt für Schritt durchgehen und dabei das Verfahren festlegen. Ausgearbeitetes Beispiel Eine 18,3 g Probe einer hydratisierten Verbindung enthielt nur 4,0 g Calcium, 7,1 g Chlor und 7,2 g Wasser.Berechnen Sie seine empirische Formel. Lösung 1. Nennen Sie die Masse jeder Komponente und ihre Molmasse. Obwohl Wasser ein Molekül ist, behandeln Sie es in der Berechnung genauso wie wir Atome. Ca Cl H2O Masse /g 4,0 7,1 7,2 Molmasse /g mol-1 40,0 35,5 18,0 2. Berechnen Sie aus diesen Informationen die Menge jeder vorhandenen Substanz mit dem Ausdruck n = m/M. Ca Cl H2O Masse /g 4,0 7,1 7,2 Molmasse /g mol-1 40,0 35,5 18,0 Menge /mol 4,0/40,0 = 0,10 7,1/35,5 = 0,20 7,2/18,0 = 0,40 Dieses Ergebnis bedeutet, dass in der gegebenen Probe 0,10 mol Calcium, 0,20 Mol Chlor und 0,40 Mol Wasser. 3. Berechnen Sie die relative Menge jeder Substanz, indem Sie jede Menge durch die kleinste Menge dividieren. Ca Cl H2O Masse /g 4,0 7,1 7.2 Molmasse /g mol-1 40,0 35,5 18,0 Menge /mol 4,0/40,0 = 0,10 7,1/35,5 = 0,20 7,2/18,0 = 0,40 Menge/kleinste Menge = relative Menge 0,10/0,10 = 1,0 0,20/0,10 = 2,0 0,40/0,10 = 4.0 Die relativen Beträge stehen im einfachen Verhältnis 1:2:4. Aus diesem Ergebnis können Sie sehen, dass die empirische Formel CaCl2,4H2O lautet. Aufgabe 1 Eine Probe einer hydratisierten Verbindung wurde analysiert und es wurde festgestellt, dass sie 2,10 g Kobalt, 1,14 g Schwefel, 2,28 g Sauerstoff und 4,50 g Wasser enthielt. Berechnen Sie seine empirische Formel. CoSO4.7H2O Eine Abwandlung dieses Problemtyps besteht darin, das Verhältnis der Wassermenge zur Menge der wasserfreien Verbindung zu bestimmen. Aufgabe 2 10,00 g hydratisiertes Bariumchlorid werden erhitzt, bis das gesamte Wasser ausgetrieben ist. Die Masse der wasserfreien Verbindung beträgt 8,53 g.Bestimmen Sie den Wert von x in BaCl2.xH2O. BaCl2.2H2O x=2 Sie sollten auf Variationen dieser Art von Problem vorbereitet sein. Übung 3 Wenn sich 127 g Kupfer mit Sauerstoff verbinden. 143 g eines Oxids werden gebildet. Wie lautet die empirische Formel des Oxids? [beachten Sie hier, dass Ihnen die Sauerstoffmasse nicht gegeben wird – Sie müssen sie durch Subtraktion erhalten] Berechnung der Summenformel aus prozentualer Massenzusammensetzung Das Ergebnis der Analyse einer Verbindung kann auch in Bezug auf die prozentuale Massenzusammensetzung angegeben werden. Ausgearbeitetes Beispiel Eine organische Verbindung wurde analysiert und es wurde gefunden, dass sie die folgende prozentuale Zusammensetzung nach Masse aufwies: 48,8% Kohlenstoff, 13,5% Wasserstoff und 37,7% Stickstoff. Berechnen Sie die empirische Formel der Verbindung. Lösung Wenn wir annehmen, dass die Masse der Probe 100,0 g beträgt,Wir können sofort die Masse jeder Substanz schreiben: 48,8 g Kohlenstoff, 13,5 g Wasserstoff und 37,7 g Stickstoff. Dann haben wir wie zuvor einen Tisch aufgebaut. CHN Masse /g 48,8 13,5 37,7 Molmasse /g mol-1 12,0 1,00 37,7 Menge /mol 48,8/12,0 = 4,07 13,5/1,00 = 13,5 37,7/14 = 2,69 Menge/kleinste Menge = relative Menge 4,07/2,69 = 1,51 13,5/2,69 = 5,02 2,69/2,69 = 1,00 Einfachstes Verhältnis der relativen Beträge 3 10 2 Empirische Formel = C3H10N2 Werte nahe der ganzen Zahl werden 'aufgerundet', um ein einfaches Verhältnis zu erhalten. Dies ist gerechtfertigt, da kleine Abweichungen von ganzen Zahlen wahrscheinlich auf experimentelle Fehler zurückzuführen sind. Im obigen Beispiel können wir jedoch das Runden von 1,51 auf 1 oder 2 nicht rechtfertigen, aber wir können ein einfaches Verhältnis erhalten, indem wir die relativen Beträge mit zwei multiplizieren.Probieren Sie die folgenden Übungen aus, bei denen Sie sich entscheiden müssen, ob Sie mit einem Faktor runden oder multiplizieren. Aufgabe 4 Eine Verbindung aus Kohlenstoff, Wasserstoff und Sauerstoff enthält 40,0 % Kohlenstoff, 6,6 % Wasserstoff und 53,4 % Sauerstoff. Berechnen Sie seine empirische Formel. CH2O Aufgabe 5 Bestimmen Sie die Formel eines Minerals mit folgender Massenzusammensetzung: Na = 12,1 %, Al = 14,2 %, Si = 22,1 %, O = 42,1 %, H2O = 9,48 %. Na2Al2Si3O10.2H2O Aufgabe 6 Eine 10,0 g Probe einer Verbindung enthielt 3,91 g Kohlenstoff, 0,87 g Wasserstoff und der Rest ist Sauerstoff. Berechnen Sie die empirische Formel der Verbindung. C3H8O3 Berechnung von reagierenden Massen und Volumina von Stoffen, einschließlich Beispielen, bei denen einige Reaktanden im Überschuss vorliegen.Bei einigen chemischen Reaktionen kann es sein, dass einer oder mehrere der Reaktionspartner im Überschuss vorliegen und bei der Reaktion nicht vollständig verbraucht werden. Die Produktmenge wird durch die Menge des Edukts bestimmt, die nicht im Überschuss vorliegt und daher bei der Reaktion vollständig verbraucht wird. Dies wird als limitierender Reaktant bezeichnet. Beispiel 1 5,00 g Eisen und 5,00 g Schwefel werden zusammen erhitzt, um Eisen(II)-sulfid zu bilden. Welche Produktmasse entsteht. Fe (s) + S (s) FeS (s) 1 mol 1 mol 1 mol 56 g 32 g 88 g Menge an Fe = 5/56 mol = 0,0893 mol Menge an S = 5/32 mol = 0,156 mol Es gibt nicht genug Fe, um mit 0,156 mol S zu reagieren, so dass Fe der limitierende Reaktant ist. 0.0893 mol Fe bildet 0.0893 mol FeS Masse an FeS = 0.0893 x 88 g = 7.86 g Aufgabe 1 (a) Im Hochofendie Gesamtreaktion ist 2Fe2O3 (s) + 3C (s) 3CO2 (g) + 4Fe (s) Wie hoch ist die maximale Eisenmasse, die aus 700 Tonnen Eisen(III)-Oxid und 70 Tonnen Koks gewonnen werden kann? (1 Tonne = 1000 kg) 436 Tonnen (b) Bei der Herstellung von Calciumcarbid CaO (s) + 3C (s) CaC2 (s) + CO (g) Was ist die maximale Masse an Calciumcarbid, die aus 40 . gewonnen werden kann kg Branntkalk und 40 kg Cola? 46 kg (c) Bei der Herstellung des Düngemittels Ammoniumsulfat H2SO4 (aq) + 2NH3 (g) (NH4)2SO4 (aq) Was ist die maximale Masse an Ammoniumsulfat, die aus 2,0 kg Schwefelsäure und 1,0 kg gewonnen werden kann? Ammoniak? 2,7 kg (d) Im Solvay-VerfahrenAmmoniak wird durch die Reaktion zurückgewonnen 2NH4Cl (s) CaO (s) CaCl2 (s) + H2O (g) + 2NH3 (g) Was ist die maximale Ammoniakmenge, die aus 2,00 x 103 kg Ammoniumchlorid und 500 kg . gewonnen werden kann von Branntkalk? 304 kg (e) Bei der Thermit-Reaktion 2Al (s) + Cr2O3 (s) 2Cr (s) + Al2O3 (s) Berechnen Sie die prozentuale Ausbeute, wenn 180 g Chrom aus einer Reaktion zwischen 100 g Aluminium und 400 g erhalten werden Chrom(III)-oxid. 93,5%