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http://www.chemieonline.de/forum/showthread.php?t=233344)

Zitat

jag 08.10.2016 13:50
AW: Molalität, Molarität

Molarität: mol/Volumen Lösungsmittel
Molalität: mol/Masse Lösungsmittel

Damit

0,0856mol NaCl auf 0,08L = 1,07mol/L

0,0856mol NaCl auf 0,08kg = 1,07mol/kg

Der Autor jag überrascht immer mal wieder mit unerwarteten Defiziten im Grundlagenbereich :

Die so genannte Molarität heißt nun schon seit Jahrzehnten mit korrekter Bezeichnung "Stoffmengenkonzentration-" , die im Übrigen wie folgt definiert ist \[ c(A) := \ \frac {n(A)}{V(Loesung)}\]

Wobei n die Stoffmenge ist, deren Basiseinheit zwar das "Mol" ist, womit aber die Stoffmengenkonzentration nicht zu einer Größe wird, die als " c = mol/volumen " zu bezeichnen wäre.

Schließlich bezeichnet man die Dichte auch nicht als "kilogramme/Volumen" und die Stromstärke nicht als "Ampere/Zeit".

Wobei im Übrigen auch deutlich geworden sein sollte , wie unsäglich dumm die ebenfalls vor Jahrzehnten abgeschaffte Bezeichnung "Molenbruch" ( heute "Stoffmengenanteil" ) daherkam und in Wort oder Schrift bei hartnäckig an dieser Blödheit festhaltenden Unverbesserlichen leider immer noch daherkommt.

Wenn Herr "jag" dann auch noch meint, dass sich das Volumen seiner "Molarität" auf das Lösungsmittel beziehe", so setzt dies dem Ganzen noch die Krone auf.

Mal sehen, wie lange das jag'sche Elaborat bei Chemie - Online unkorrigiert bleibt....

Gruß FKS


Edit:

Zitat

http://www.chemieonline.de/forum/showthread.php?t=233344)

Zitat

Auwi 09.10.2016 10:18
AW: Molalität, Molarität

Die Molalität (mol der Substanz pro 1 kg Lösungsmittel) = 0,08556 mol/0,08 kg = 1,0695 mol/kg stimmt
Die Molarität (mol der Substanz pro Liter der Lösung) dürfte nicht stimmen, da das Volumen der Lösung sich nicht elementar aus der Zusammensetzung ergibt, weil beim Lösen sich die Volumina der Stoffe nicht additiv verhalten.
Falls man das Gesamtvolumen der Lösung als additiv betrachtet, wäre es:
\[V \ = \ (80+5/2,16+20/1,56)ml = 95,135 ml\] Dieser Wert dürfte aber wegen der Volumenkontraktion beim Lösen tatsächlich kleiner sein, sodaß man die Molarität aus den gegebenen Daten nur "ungefähr" angeben kann:
\[M \ \geq \ 0,9 \ mol/L\]

http://www.chemieonline.de/forum/showthread.php?t=233344

Zitat

jag 09.10.2016 11:54
AW: Molalität, Molarität

Bei der "Molarität" legt man den zu lösenden Stoff vor und füllt auf ein Volumen auf. Die geannten Effekte (Volumenkontaktionen etc.) fallen also gar nicht ins gewicht.

Wenn man eine Mischung hat, deren Volumen nicht bekannt ist, muss man Näherungen machen. Meine ist eine Grenzbetrachtung, die von Auwi die andere. Die Wahrheit liegt dazwischen. Insoweit ist diese "Aufgabe" für eine Klausur denkbar schlecht (wenn daran das Bestehen hinge, würde ich dagegen sogar juristisch vorgehen).

Die vorstehend zitierte Reaktion des Autor's "jag" verstärkt noch den Eindruck von Inkompetenz aus seinem ersten Beitrag . Gleichzeitig dokumentiert sich hier zum vielfach wiederholten Male, dass dieser Mann vor keiner , noch so faulen Ausrede zurückschreckt, wenn es ihm darum geht, eigene Fehler zu vertuschen, zu beschönigen oder zu bestreiten.

Im Übrigen geht man eben nicht so vor, dass man bein Herstellen einer Lösung definierter Stoffmengenkonzentration den zu lösenden Stoff vorlegt, um bereits dann mit Lösungsmittel aufzufüllen. Sondern man löst diesen zuerst in einem geringeren Volumen als dem Zielvolumen und füllt erst danach auf das Zielvolumen auf. Denn nur so lassen sich durch die Volumenkontraktion bedingte Fehler vermeiden. Weitere Feinheiten lasse ich einmal außen vor.

Der Versuch seine fehlerhafte Gleichsetzung von "Volumen der Lösung" mit dem "Volumen des Lösungsmittels" als eine von zwei möglichen "Grenzbetrachtungen" zu verkaufen ist nichts anderes als ein untauglischer Ablenkungs- und Verdummungsversuch. Dargeboten mit einem Maß an Unverfrorenheit, das seines Gleichen sucht.

Gruß FKS