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2026-07-27T12:37:11Z

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= Massenverhältnisse bei Reaktionen - Chemie =

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= Einleitung =

Bei einer [[Chemische Reaktion|chemischen Reaktion]] verschwinden Stoffe nicht einfach. Ihre Teilchen werden neu angeordnet. Dabei gelten feste Regeln für die beteiligten Massen. Diese Regeln helfen Dir, Reaktionen zu verstehen, Versuchsergebnisse auszuwerten und vorherzusagen, wie viel Produkt entstehen kann.

Du lernst in diesem aiMOOC:
# warum die Gesamtmasse in einem geschlossenen System erhalten bleibt,
# was ein Massenverhältnis ist,
# warum eine reine Verbindung immer gleich zusammengesetzt ist,
# wie Du aus Formeln und Reaktionsgleichungen Massen berechnest,
# was Überschuss und limitierender Stoff bedeuten.

[[Datei:Labmassbalance.JPG|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=co10LHfTGFg |500|center}}

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= Grundbegriffe =

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== Masse und Waage ==

Die [[Masse]] gibt an, wie viel Materie ein Körper enthält. Im Chemieunterricht wird sie meist in Gramm angegeben. Gemessen wird sie mit einer [[Waage]]. Vor dem Wiegen wird die Waage tariert. Dadurch wird die Masse des leeren Gefäßes auf null gesetzt.

Eine genaue Messung ist wichtig, weil kleine Fehler das berechnete Massenverhältnis verändern können.

[[Datei:Analytical balance mettler ae-260.jpg|500px|rahmenlos|center]]

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== Edukte und Produkte ==

Die Ausgangsstoffe einer Reaktion heißen [[Edukt|Edukte]]. Die neu entstehenden Stoffe heißen [[Produkt (Chemie)|Produkte]].

Beispiel:

<math>\mathrm{Eisen + Schwefel \longrightarrow Eisensulfid}</math>

Eisen und Schwefel sind Edukte. Eisensulfid ist das Produkt.

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== Das Massenverhältnis ==

Ein Massenverhältnis vergleicht die Massen zweier Stoffe. Für die Stoffe A und B gilt:

<math>\mathrm{Massenverhältnis\ A:B = m(A):m(B)}</math>

oder als Quotient:

<math>\mathrm{\zeta_{A/B}=\frac{m(A)}{m(B)}}</math>

Beispiel: Reagieren 7 g Eisen mit 4 g Schwefel, dann beträgt das Massenverhältnis:

<math>\mathrm{m(Fe):m(S)=7:4}</math>

Wird die Stoffmenge verdoppelt, reagieren 14 g Eisen mit 8 g Schwefel. Das Verhältnis bleibt 7 : 4.

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= Gesetz von der Erhaltung der Masse =

In einem geschlossenen System gilt bei einer chemischen Reaktion näherungsweise:

<math>\mathrm{Gesamtmasse\ der\ Edukte = Gesamtmasse\ der\ Produkte}</math>

Die Atome werden bei einer gewöhnlichen chemischen Reaktion nicht erzeugt oder vernichtet. Sie werden nur neu miteinander verbunden. Deshalb bleibt ihre Gesamtmasse erhalten.

Beispiel:

<math>\mathrm{4\,g\ Wasserstoff + 32\,g\ Sauerstoff \longrightarrow 36\,g\ Wasser}</math>

Die Summe vor der Reaktion ist 36 g. Nach der Reaktion sind ebenfalls 36 g vorhanden.

[[Datei:Combustion reaction of methane.jpg|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=bzNeSdcRbP4 |500|center}}

{{BR}}
== Offenes und geschlossenes System ==

In einem [[Geschlossenes System|geschlossenen System]] kann kein Stoff entweichen und kein Stoff von außen hinzukommen. Deshalb lässt sich die Massenerhaltung dort gut messen.

In einem offenen Gefäß kann ein Gas entweichen. Dann scheint die gemessene Masse kleiner zu werden. Umgekehrt kann bei einer Verbrennung Sauerstoff aus der Luft aufgenommen werden. Dann kann die Masse des festen Stoffes größer werden.

Beispiel: Brennende Eisenwolle nimmt Sauerstoff aus der Luft auf. Das feste Reaktionsprodukt ist schwerer als die ursprüngliche Eisenwolle. Berücksichtigt man den aufgenommenen Sauerstoff, bleibt die Gesamtmasse erhalten.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=tqglOxeXtSI |500|center}}

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== Historischer Hintergrund ==

[[Antoine Laurent de Lavoisier|Antoine Lavoisier]] führte genaue Massenmessungen bei chemischen Reaktionen durch. Seine quantitativen Untersuchungen waren eine wichtige Grundlage der modernen Chemie.

[[Datei:David - Portrait of Monsieur Lavoisier (cropped).jpg|450px|rahmenlos|center]]

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= Gesetz der konstanten Proportionen =

Eine reine chemische Verbindung enthält ihre Elemente immer im gleichen Massenverhältnis. Dieses Gesetz wird [[Gesetz der konstanten Proportionen]] oder Proustsches Gesetz genannt.

Beispiel Wasser: Ein Wassermolekül besitzt zwei Wasserstoffatome und ein Sauerstoffatom. Mit den gerundeten Atommassen H = 1 u und O = 16 u ergibt sich:

<math>\mathrm{m(H):m(O)=2\cdot 1:16=2:16=1:8}</math>

In reinem Wasser kommen deshalb auf 1 g Wasserstoff stets 8 g Sauerstoff. Zusammen entstehen 9 g Wasser.

[[Datei:Water molecule 3D.svg|450px|rahmenlos|center]]

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== Joseph Louis Proust ==

Der französische Chemiker [[Joseph Louis Proust]] untersuchte verschiedene Verbindungen und formulierte das Gesetz der konstanten Proportionen. Es wurde zu einer Grundlage der [[Stöchiometrie]].

[[Datei:Proust joseph.jpg|400px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=CgJq1doaN_4 |500|center}}

{{BR}}
== Beispiel Natriumchlorid ==

[[Natriumchlorid]] besteht aus Natrium- und Chlorid-Ionen im Zahlenverhältnis 1 : 1. Die Atommassen sind jedoch verschieden:

<math>\mathrm{M(Na)\approx 23\,g\,mol^{-1}}</math>

<math>\mathrm{M(Cl)\approx 35{,}5\,g\,mol^{-1}}</math>

Daraus folgt:

<math>\mathrm{m(Na):m(Cl)=23:35{,}5}</math>

Der Massenanteil von Natrium beträgt ungefähr:

<math>\mathrm{\frac{23}{23+35{,}5}\cdot 100\,\%\approx 39\,\%}</math>

Der Massenanteil von Chlor beträgt ungefähr 61 %.

[[Datei:NaCl crystal structure.png|500px|rahmenlos|center]]

[[Datei:Gesetz der konstanten Proportionen anhand der Massenverhältnisse von diversen Molekülen.svg|600px|rahmenlos|center]]

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= Von der Formel zum Massenverhältnis =

Die chemische Formel zeigt das Zahlenverhältnis der Atome oder Ionen. Für das Massenverhältnis müssen zusätzlich die Atommassen berücksichtigt werden.

Vorgehen:
# Lies die Anzahl der Atome aus der Formel ab.
# Multipliziere jede Atomanzahl mit der zugehörigen Atommasse.
# Stelle die erhaltenen Massen gegenüber.
# Kürze das Verhältnis, wenn es sinnvoll möglich ist.

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== Beispiel Magnesiumoxid ==

Magnesiumoxid hat die Formel <math>\mathrm{MgO}</math>. Ein Formelteilchen enthält ein Magnesiumteilchen und ein Sauerstoffteilchen.

Mit den gerundeten molaren Massen gilt:

<math>\mathrm{M(Mg)=24{,}3\,g\,mol^{-1}}</math>

<math>\mathrm{M(O)=16{,}0\,g\,mol^{-1}}</math>

Damit lautet das Massenverhältnis:

<math>\mathrm{m(Mg):m(O)=24{,}3:16{,}0}</math>

Für 6,0 g Magnesium wird die benötigte Sauerstoffmasse berechnet:

<math>\mathrm{m(O)=6{,}0\,g\cdot \frac{16{,}0}{24{,}3}\approx 3{,}95\,g}</math>

Die theoretische Produktmasse beträgt:

<math>\mathrm{m(MgO)=6{,}0\,g+3{,}95\,g=9{,}95\,g}</math>

[[Datei:Magnesium ribbon burning.jpg|500px|rahmenlos|center]]

[[Datei:Pure chemical energy.jpg|500px|rahmenlos|center]]

'''Sicherheit:''' Brennendes Magnesium erzeugt sehr helles Licht. Schaue nicht direkt in die Flamme. Der Versuch gehört unter Aufsicht einer Lehrkraft durchgeführt.

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= Von der Reaktionsgleichung zur Massenbeziehung =

Eine ausgeglichene [[Reaktionsgleichung]] zeigt das Stoffmengenverhältnis. Die Koeffizienten beziehen sich zunächst auf Teilchenzahlen oder Stoffmengen, nicht direkt auf Gramm.

Beispiel Wasserbildung:

<math>\mathrm{2\,H_2 + O_2 \longrightarrow 2\,H_2O}</math>

Die molaren Massen lauten näherungsweise:

<math>\mathrm{M(H_2)=2\,g\,mol^{-1}}</math>

<math>\mathrm{M(O_2)=32\,g\,mol^{-1}}</math>

<math>\mathrm{M(H_2O)=18\,g\,mol^{-1}}</math>

Aus der Reaktionsgleichung folgt:

<math>\mathrm{2\cdot 2\,g + 1\cdot 32\,g \longrightarrow 2\cdot 18\,g}</math>

also:

<math>\mathrm{4\,g + 32\,g \longrightarrow 36\,g}</math>

Die Reaktionsgleichung und die molaren Massen verbinden das Teilchenmodell mit messbaren Massen.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=IdTtPd2YgZM |500|center}}

{{BR}}
== Rechenschema ==

Bei einfachen Aufgaben kannst Du so vorgehen:
# Stelle die ausgeglichene Reaktionsgleichung auf.
# Bestimme die molaren Massen.
# Berechne die Massen, die zu den Koeffizienten gehören.
# Formuliere einen Dreisatz oder eine Verhältnisgleichung.
# Prüfe das Ergebnis mit der Massenerhaltung.

{{BR}}
== Beispiel Eisen und Schwefel ==

Die Reaktion lautet vereinfacht:

<math>\mathrm{Fe + S \longrightarrow FeS}</math>

Mit gerundeten molaren Massen:

<math>\mathrm{M(Fe)\approx 55{,}8\,g\,mol^{-1}}</math>

<math>\mathrm{M(S)\approx 32{,}1\,g\,mol^{-1}}</math>

Damit gilt ungefähr:

<math>\mathrm{m(Fe):m(S)=55{,}8:32{,}1\approx 7:4}</math>

Für 14 g Eisen werden daher ungefähr 8 g Schwefel benötigt. Es entstehen ungefähr 22 g Eisensulfid.

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= Limitierender Stoff und Überschuss =

Nicht immer werden Edukte genau im passenden Verhältnis gemischt. Der Stoff, der zuerst vollständig verbraucht ist, heißt [[Limitierender Reaktant|limitierender Stoff]]. Ein anderer Stoff kann im [[Überschuss]] vorliegen.

Beispiel: Es werden 10 g Eisen und 4 g Schwefel gemischt. Das passende Verhältnis ist ungefähr 7 : 4. Die 4 g Schwefel können daher nur mit etwa 7 g Eisen reagieren.

Ergebnis:
# Etwa 11 g Eisensulfid entstehen.
# Etwa 3 g Eisen bleiben übrig.
# Die Gesamtmasse beträgt weiterhin 14 g.

Der limitierende Stoff bestimmt die maximal mögliche Produktmenge.

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= Experimentelle Bestimmung eines Massenverhältnisses =

Beim Verbrennen von Magnesium kann das Massenverhältnis von Magnesium zu Sauerstoff untersucht werden.

Möglicher Ablauf unter Aufsicht:
# Wiege einen leeren Tiegel mit Deckel.
# Gib Magnesium hinein und wiege erneut.
# Erhitze den Tiegel vorsichtig.
# Lass den Tiegel abkühlen und wiege ihn erneut.
# Berechne die Masse des eingesetzten Magnesiums.
# Berechne die Massenzunahme. Sie entspricht näherungsweise der aufgenommenen Sauerstoffmasse.
# Bilde das Verhältnis <math>\mathrm{m(Mg):m(O)}</math>.

Die Messwerte können vom Idealwert abweichen. Gründe sind Stoffverlust, unvollständige Reaktion, Nebenreaktionen oder Messfehler.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=_QFOwlCbTq8 |500|center}}

{{BR}}
= Typische Fehler =

# [[Koeffizient und Index]]: Der Koeffizient vor einer Formel darf beim Ausgleichen verändert werden. Der Index in einer Formel darf nicht verändert werden.
# [[Offenes System]]: Entweichende oder aufgenommene Gase müssen in der Massenbilanz berücksichtigt werden.
# [[Molares Verhältnis]]: Ein Stoffmengenverhältnis ist nicht automatisch dasselbe wie ein Massenverhältnis.
# [[Einheit]]: Massen werden zum Beispiel in Gramm angegeben, molare Massen in Gramm pro Mol.
# [[Rundung]]: Runde möglichst erst am Ende der Rechnung.

{{BR}}
= Bedeutung im Alltag und in der Technik =

Massenverhältnisse werden in vielen Bereichen genutzt:
# [[Chemische Industrie]]: Rohstoffe werden passend dosiert.
# [[Pharmazie]]: Wirkstoffe und Hilfsstoffe müssen genau zusammengesetzt sein.
# [[Metallurgie]]: Erze und Reaktionspartner werden in berechneten Mengen eingesetzt.
# [[Umweltschutz]]: Schadstoffmengen und Reaktionsprodukte werden bilanziert.
# [[Schullabor]]: Versuchsergebnisse werden mit theoretischen Werten verglichen.

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= Zusammenfassung =

Bei chemischen Reaktionen werden Atome neu angeordnet. In einem geschlossenen System bleibt die Gesamtmasse erhalten. Eine reine Verbindung besitzt stets ein festes Massenverhältnis ihrer Elemente. Chemische Formeln zeigen das Zahlenverhältnis der Teilchen; molare Massen machen daraus ein Massenverhältnis. Liegt ein Stoff im Überschuss vor, bestimmt der limitierende Stoff die Produktmenge.

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= Interaktive Aufgaben =

{{BR}}
== Quiz: Teste Dein Wissen ==

{{MC}}

'''Was beschreibt das Gesetz von der Erhaltung der Masse?'''
(Die Gesamtmasse bleibt in einem geschlossenen System gleich)
(!Jedes Produkt ist schwerer als die Edukte)
(!Gase besitzen keine Masse)
(!Die Masse eines Elements ist immer ein Gramm)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was ist ein Massenverhältnis?'''
(Der Vergleich der Massen zweier Stoffe)
(!Die Temperatur einer Reaktion)
(!Die Anzahl der Laborgeräte)
(!Die Farbe eines Produkts)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welches Massenverhältnis gilt für Wasserstoff zu Sauerstoff in Wasser?'''
(1 zu 8)
(!1 zu 1)
(!2 zu 1)
(!8 zu 1)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Warum kann Eisenwolle nach dem Verbrennen schwerer sein?'''
(Sie nimmt Sauerstoff aus der Luft auf)
(!Sie erzeugt neue Atome)
(!Die Waage vergrößert die Masse)
(!Eisen wird in Energie verwandelt)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was besagt das Gesetz der konstanten Proportionen?'''
(Eine reine Verbindung hat immer dasselbe Massenverhältnis)
(!Alle Reaktionen laufen gleich schnell ab)
(!Alle Elemente besitzen dieselbe Masse)
(!Jedes Gas hat dasselbe Volumen)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welcher Stoff bestimmt bei einem Überschuss die maximale Produktmenge?'''
(Der limitierende Stoff)
(!Der schwerste Stoff)
(!Der Stoff mit der höchsten Temperatur)
(!Der Stoff mit der dunkelsten Farbe)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was darf beim Ausgleichen einer Reaktionsgleichung verändert werden?'''
(Der Koeffizient vor einer Formel)
(!Der Index in einer Formel)
(!Das Elementsymbol)
(!Die Ladung eines Atomkerns)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Masse entsteht aus 4 g Wasserstoff und 32 g Sauerstoff bei vollständiger Reaktion?'''
(36 g Wasser)
(!28 g Wasser)
(!32 g Wasser)
(!40 g Wasser)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Größe wird in Gramm pro Mol angegeben?'''
(Die molare Masse)
(!Die Temperatur)
(!Das Volumen)
(!Die Reaktionszeit)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was entspricht beim Magnesiumversuch näherungsweise der Massenzunahme?'''
(Der aufgenommenen Sauerstoffmasse)
(!Der verlorenen Magnesiummasse)
(!Der Masse des Tiegels)
(!Der Masse der Waage)

{{E}}
<br>

{{BR}}
== Memory ==

<div class="memo-quiz">
{|
|-
| Massenerhaltung || Gesamtmasse bleibt gleich
|-
| Konstante Proportionen || Festes Massenverhältnis einer Verbindung
|-
| Edukt || Ausgangsstoff
|-
| Produkt || Entstehender Stoff
|-
| Überschuss || Nicht vollständig verbrauchter Stoff
|-
| Limitierender Stoff || Bestimmt die maximale Produktmenge
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== Drag and Drop ==

<div class="lueckentext-quiz">

{| class="wikitable"
! Ordne die richtigen Begriffe zu.
! Thema
|-
| '''Geschlossenes System'''
| Kein Stoffaustausch mit der Umgebung
|-
| '''Massenverhältnis'''
| Vergleich zweier Stoffmassen
|-
| '''Molare Masse'''
| Masse von einem Mol eines Stoffes
|-
| '''Reaktionsgleichung'''
| Zeigt Edukte, Produkte und Stoffmengenverhältnisse
|-
| '''Messfehler'''
| Ursache für Abweichungen vom theoretischen Wert

|}
{{E}}

<br>
...
<br />

{{BR}}
== Kreuzworträtsel ==

<div class="kreuzwort-quiz">
{|
|-
| Waage || Welches Gerät misst im Labor die Masse?
|-
| Proust || Welcher Chemiker formulierte das Gesetz der konstanten Proportionen?
|-
| Edukte || Wie heißen die Ausgangsstoffe einer Reaktion?
|-
| Produkt || Wie heißt ein neu entstehender Stoff?
|-
| Sauerstoff || Welches Element nimmt Magnesium beim Verbrennen auf?
|-
| Stoechiometrie || Wie heißt das chemische Rechnen mit Mengenverhältnissen?
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== LearningApps ==

<iframe> https://learningapps.org/index.php?s=Massenverhältnisse+bei+Reaktionen+Chemie </iframe>

{{BR}}
== Lückentext ==

<quiz display=simple>
{'''Vervollständige den Text.'''<br>
|type="{}"}
Bei einer chemischen Reaktion werden Atome { neu angeordnet }. In einem geschlossenen System bleibt die { Gesamtmasse } erhalten. Die Ausgangsstoffe heißen { Edukte }. Die entstehenden Stoffe heißen { Produkte }. Eine reine Verbindung besitzt immer ein konstantes { Massenverhältnis }. Das Gesetz wurde besonders mit dem Chemiker { Proust } verbunden. Die Formel eines Stoffes zeigt das Zahlenverhältnis seiner { Teilchen }. Für die Berechnung von Massen wird die { molare Masse } verwendet. Der zuerst vollständig verbrauchte Stoff heißt { limitierender Stoff }. Ein nicht vollständig verbrauchter Reaktionspartner liegt im { Überschuss } vor. Bei der Verbrennung von Magnesium entspricht die Massenzunahme näherungsweise der aufgenommenen Masse an { Sauerstoff }. Messwerte können durch Stoffverlust oder unvollständige Reaktion vom { theoretischen Wert } abweichen.
</quiz>

<br>

{{BR}}
= Offene Aufgaben =

{{BR}}
=== Leicht ===
# [[Begriffsnetz]]: Erstelle ein Begriffsnetz mit Edukt, Produkt, Masse, Massenverhältnis und Waage.
# [[Alltagsbeispiel]]: Finde ein Alltagsbeispiel, bei dem Stoffe in einem festen Verhältnis gemischt werden, und erkläre Gemeinsamkeiten und Grenzen zum chemischen Massenverhältnis.
# [[Rechenkarte]]: Gestalte eine Lernkarte zur Rechnung 4 g Wasserstoff plus 32 g Sauerstoff ergeben 36 g Wasser.
# [[Bildbeschreibung]]: Beschreibe anhand eines Teilchenbildes, warum die Masse bei einer Reaktion erhalten bleibt.

{{BR}}
=== Standard ===
# [[Versuchsplanung]]: Plane einen sicheren Schulversuch, mit dem die Massenerhaltung in einem geschlossenen System gezeigt werden kann.
# [[Messwertauswertung]]: Erfinde drei Messreihen zur Bildung von Magnesiumoxid und entscheide, welche Messreihe am zuverlässigsten ist.
# [[Erklärvideo]]: Produziere ein kurzes Erklärvideo zum Unterschied zwischen Stoffmengenverhältnis und Massenverhältnis.
# [[Fehleranalyse]]: Untersuche, wie Gasverlust, unvollständige Reaktion und ungenaues Wiegen ein Ergebnis verändern.

{{BR}}
=== Schwer ===
# [[Experimentelle Formelbestimmung]]: Entwickle eine Auswertung, mit der aus Massenmessungen eine Verhältnisformel bestimmt werden kann.
# [[Limitierender Reaktant]]: Erstelle drei Aufgaben mit Überschuss und limitierendem Stoff und liefere begründete Lösungen.
# [[Industrieanalyse]]: Recherchiere eine industrielle Reaktion und erkläre, wie Massenbilanzen Rohstoffbedarf und Abfallmenge beeinflussen.
# [[Modellkritik]]: Diskutiere, warum die Massenerhaltung im Schulunterricht als exakt behandelt wird und welche Rolle die Masse-Energie-Äquivalenz außerhalb gewöhnlicher chemischer Reaktionen spielt.

{{:Offene Aufgabe - MOOC erstellen}}

{{BR}}
= Lernkontrolle =

# [[Transfer Massenerhaltung]]: In einem offenen Kolben sinkt die gemessene Masse während einer Reaktion. Erkläre zwei mögliche Ursachen und entwickle eine Versuchsanordnung zur Überprüfung.
# [[Vergleich von Verbindungen]]: Vergleiche Wasser und Wasserstoffperoxid. Erkläre, warum beide aus denselben Elementen bestehen, aber unterschiedliche Massenverhältnisse besitzen.
# [[Produktprognose]]: Berechne und begründe, wie viel Magnesiumoxid aus 12,0 g Magnesium bei vollständiger Reaktion höchstens entstehen kann.
# [[Überschussanalyse]]: Für eine Reaktion werden 21 g Eisen und 8 g Schwefel eingesetzt. Bestimme näherungsweise den limitierenden Stoff, die Produktmasse und den Reststoff.
# [[Versuchsqualität]]: Bewerte eine Messreihe, deren Produktmasse deutlich kleiner als die Summe der Eduktmassen ist. Nenne mehrere Erklärungen und ordne sie nach Plausibilität.
# [[Teilchenebene und Stoffebene]]: Erkläre, wie eine ausgeglichene Reaktionsgleichung gleichzeitig die Teilchenzahl, die Stoffmenge und die Masse miteinander verbindet.

<br>
<br>

{{BR}}
= Lernnachweis =

Für einen Lernnachweis solltest Du zeigen, dass Du:
# die Massenerhaltung auf Teilchenebene erklären kannst,
# zwischen offenem und geschlossenem System unterscheidest,
# ein Massenverhältnis aus Messwerten bestimmst,
# aus einer chemischen Formel ein Massenverhältnis ableitest,
# eine Reaktionsgleichung für Massenberechnungen nutzt,
# Überschuss und limitierenden Stoff erkennst,
# Messabweichungen sachgerecht deutest,
# Ergebnisse mit Einheiten und Rechenweg darstellst.

<br>
<br>

{{BR}}
= OERs zum Thema =

<iframe> https://de.m.wikipedia.org/wiki/Gesetz_der_konstanten_Proportionen </iframe>

<br>

{{BR}}
= Verknüpfte Lernbereiche =

{| align=center
{{:D-Tab}}
'''[[Massenverhältnisse bei Reaktionen - Chemie]]'''
# [[Massenerhaltungssatz]]
# [[Gesetz der konstanten Proportionen]]
# [[Stöchiometrie]]
# [[Molare Masse]]
# [[Reaktionsgleichung]]
# [[Limitierender Reaktant]]
# [[Teilchenmodell]]
# [[Chemisches Experiment]]
|}

[[Kategorie:Chemie]]
[[Kategorie:Stöchiometrie]]
[[Kategorie:Chemische Reaktion]]
[[Kategorie:Schule]]
[[Kategorie:Klasse 7-8]]
[[Kategorie:Klasse 9-10]]
[[Kategorie:Chemieunterricht]]

{{BR}}
= aiMOOC-Projekte =
[[Kategorie:AI_MOOC]] [[Kategorie:GPT aiMOOC]]
{{MT}}

Massenverhältnisse bei Reaktionen - Chemie - Versionsgeschichte

Glanz: aiMOOC über GPT aiMOOC Action erstellt