In einem geschlossenen System reagiert Chlorwasserstoff mit Sauerstoff zu Chlor und Wasser?

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)

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