In einem geschlossenen System reagiert Chlorwasserstoff mit Sauerstoff zu Chlor und Wasser?
Hallo, dieses ist meine Chemie Aufgabe:
In einem geschlossenen System reagiert Chlorwasserstoff mit Sauerstoff zu Chlor und Wasser. Es stellt sich ein Gleichgewicht ein. Geht man von den Konzentrationen c(HCl) = 0,095 mol/l und c(O2) = 0,080 mol/l aus und erwärmt das Gasgemisch auf 500°C, so findet man im Gleichgewicht eine Konzentration c(Cl2) = 0,040 mol/l.
Gesucht sind die Gleichgewichtskonzentrationen von HCl, O2 und H2O und die Gleichgewichtskonstante K.
und dieses ist die Lösung dafür: 4HCl +O2 --> 2Cl2 + 2H2O
c(Cl2)=0,04
c(H2O)=0,04
c(HCl)=c°(HCl)-2c(Cl2)
c(O2)=c°(O2)-0,5c(Cl2)
K=0,04^2 * 0,04^2 / 0,015^4 * 0,06
K=843
- nun zu meiner Frage: warum wird bei dem berechnen von c(HCl) und c(H20) durch 2 bzw. 0.5 gerechnet und dann c(Cl2)? Ich kann mit das wirklich nicht erklären und würde mich daher über eine schnelle Antwort freuen. Danke schon mal in vorraus
1 Antwort
Du willst also den Deacon-Prozeß berechnen:
4 HCl + O₂ ⇄ 2 H₂O + 2 Cl₂
Da die Reaktion bei ca. 400°C durchgeführt wird, liegen alle Stoffe als Gase vor. Ich nehme an, daß Du isochor arbeitest, also bei konstantem Volumen. Am Anfang bringst Du die Edukte in das Gefäß, nämlich c₀(HCl)=0.095 mol/l und c₀(O₂)=0.08 mol/l, und am Ende stellst Du fest, daß sich 0.040 mol/l Cl₂ gebildet haben.
Die Gleichgewichtskonstante ist offenbar gegeben als
K = c²(H₂O) · c²(Cl₂) · c⁻⁴(HCl) · c⁻¹(O₂)
und wir wissen, daß im Gleichgewicht c(H₂O)=c(Cl₂)=0.040 mol/l. Stellt sich nur noch die Frage, wieviel von den Edukten übrig sind.
Nun, das ist elementare Stöchiometrie, also nur mit einem Blick auf die Reaktionsgleichung feststellbar. Für jedes gebildete Cl₂-Molekül müssen zwei HCl-Moleküle verschwinden. Die Bildung von 0.04 mol/l Cl₂ hat also 0.08 mol/l HCl verbraucht, und die übrigbleibende Konzentration ist c(HCl)=c₀(HCl)−2·c(Cl₂)=0.015 mol/l.
Beim Sauerstoff ist es ganz gleich. Für jedes gebildete Cl₂-Molekül wurde ein O-Atom verbraucht, also ein halbes O₂-Molekül; insgesamt also 0.02 mol/l O₂. Folglich ist c(O₂)=c₀(O₂)−½c(Cl₂)=0.06 mol/l.
K = 0.04² · 0.04² · 0.015⁻⁴ · 0.06⁻¹ = 843 l/mol
(Vorbehaltlich aller Rechen-, Flüchtigkeits- und Verständnisfehler)
Also Du meinst, daß c₀(HCl)=0.095 mol/l und c₀(O₂)=0.08 mol/l und daß durch die Reaktion 25% des Sauerstoffs verbraucht wurden?
4 HCl + O₂ ⇄ 2 H₂O + 2 Cl₂
Nun, dann hätten 0.02 mol/l O₂ (also 25% oder ¼) reagiert — das ist genau die gleiche Situation wie im von mir durchgerechneten Beispiel, nur anders formuliert. Es wären noch ¾ vom Sauerstoff da, also c(O₂)=0.06 mol/l, die 0.02 mol/l verbrauchter Sauerstoff hätten doppelt soviel, also je 0.04 mol/l Cl₂ und H₂O produziert und viermal soviel, also 0.08 mol/l HCl verbraucht, so daß c(HCl)=0.015 mol/l.
Wie müsste man das Ganze berechnen wenn alle Werte dieselben wären außer, dass für Cl2 nichts gegeben ist, dafür aber gegeben ist , dass man bei O2 im Gleichgweicht 25% Verlust festgestellt hat ?