Berechnung des Massenwirkungsgesetzes
Die Anwendung des Massenwirkungsgesetzes und die Berechnung der Gleichgewichtskonstante Kc werden anhand von praktischen Beispielen demonstriert. Diese Berechnungen sind entscheidend für das Verständnis chemischer Gleichgewichte und deren quantitative Analyse.
Example: In einem 10,0 Liter Stahlzylinder reagieren Wasserstoff und Stickstoff bei 727°C zu Ammoniak. Im Gleichgewicht liegen 15,0 mol Wasserstoff, 11,3 mol Stickstoff und 0,95 mol Ammoniak vor.
Für diese Reaktion lautet die Gleichung:
3H₂ + N₂ ⇌ 2NH₃
Das Massenwirkungsgesetz für diese Reaktion wird wie folgt formuliert:
Kc = NH3² / H2³ * N2
Um die Gleichgewichtskonstante Kc zu berechnen, müssen zunächst die Konzentrationen der beteiligten Stoffe im Gleichgewicht ermittelt werden:
CH2 = 15,0 mol / 10,0 L = 1,50 mol/L
CN2 = 11,3 mol / 10,0 L = 1,13 mol/L
CNH3 = 0,95 mol / 10,0 L = 0,095 mol/L
Durch Einsetzen in die Formel ergibt sich:
Kc = 0,095mol/L² / 1,50mol/L³ * 1,13mol/L = 0,0024 L²/mol²
Highlight: Bei der Berechnung der Gleichgewichtskonstante ist es wichtig, zwischen den Ausgangskonzentrationen und den Gleichgewichtskonzentrationen zu unterscheiden.
Ein weiteres Beispiel zeigt die Reaktion von Essigsäure mit Ethanol zu Ethylacetat und Wasser. Hier wird nicht nur die Gleichgewichtskonstante Kc berechnet, sondern auch die Ausbeute des Esters ermittelt.
Vocabulary: Ausbeute - Der Anteil des tatsächlich gebildeten Produkts im Verhältnis zur theoretisch möglichen Menge.
Diese Beispiele verdeutlichen, wie das Massenwirkungsgesetz in der Praxis angewendet wird und wie wichtig es für die quantitative Analyse chemischer Reaktionen ist.
