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Alt 01.08.2009, 12:14   #1   Druckbare Version zeigen
John-Doe252 Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 99
Buch - Gleichgewichtsreaktion unverständlich

Hallo!

Die Gleichgewichtskonstante ist ja jener Quotient aus dem Produkt der Produkt- und Eduktenkonzentration, bei dem v_hin = v_rück gilt.

A+B<->C+D

v_hin=k_hin*c(A)*c(B), v_rück=k_rück*c(C)*C(D)

Gleichgewicht:
v_hin=v_rück
oder:
k_hin/k_rück=c(C)*C(D)/[c(A)*c(B)]

Wenn man die Ausgangskonzentrationen der Edukte kennt und davon ausgeht, dass die Konzentration der Produkte zu Anfang Null beträgt, gilt im Gleichgewicht:

Gleichgewichtskonzentrationen:
c_g(A)=c_0(A)-x
c_g(B)=c_0(B)-x

c_g(C)=x
c_g(D)=x

Dadurch gilt Folgendes:
K=x^2/(c_0(A)-x*c_0(B)-x)

In meinem Buch ist als Beispiel Folgendes aufgeführt:

Bildung von Iodwasserstoff aus den Elementen.
Gleichgewichtskonstante K bei 448 °C: K=50.54

H_2 + I_2 <-> 2 HI

Ausgangskonzentrationen: 0.1mol H_2; 0.1mol I_2

Gleichgewichtskonzentrationen:
c_g(H_2)=0.1-x; c_g(I_2)=0.1-x
c_g(HI)=2x

//Das ist für mich noch verständlich - wenn 1mol je Edukt umgesetzt werden, entstehen 2mol des Produktes, da es H_2 bzw. I_2, da diese in ihrer Molekülform vorliegen.//

Jetzt wird eingesetzt:

50.54=(2x)^2/(0.1-x)^2
Wieso?
Es gilt doch H_2+I_2=HI+HI
Es werden also zwei mal xmol HI erzeugt. Damit müsste man doch so einsetzen:
50.54=x^2/(0.1-x)^2
Das ist für mich völlig unverständlich.

Danke schon einmal.

lg Johnny
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