Kemisk jämvikt

Hur gjorde du för att räkna fram värdet 1,8 (vilken enhet)? Det är omöjligt att svara på vad du har gjort fel när du bara ger oss ett svar utan beräkningar. Vi som svarar här är bra på mycket, men usla tankeläsare.

Det kan vara enklare att räkna på 1 kubikdecimeter istället.

Från början har du 0,3 mol vätgas och 0,2 mol jodånga, men då är det inte jämvikt. När x mol vätgas reagerar med x mol jodånga bildas det 2x mol vätejodid. Ställ upp uttrycket för jämviktskonstanten och beräkna x. Vilken blir koncentrationen av vätejodid?

Hej!

Så tex koncentrationen för vätgas utrycker jag x mol dividerat med volymen och sätter in i jämviktsekvationen? Ska testa och fundera lite! 

Får inte riktigt ihop det!

Jag har ju formeln $\frac{[HI{]}^2}{\left[H_2\right]\left[I_2\right]}=54$

Ska jag i denna sätta uttrycken:$\frac{{\left[{\displaystyle \frac{2x}{2*{10}^4}}\right]}^2}{\left[{\displaystyle \frac{x}{2*{10}^4}}\right]\left[{\displaystyle \frac{x}{2*{10}^4}}\right]}=54$

rka82 skrev:

Får inte riktigt ihop det!

 

Jag har ju formeln $\frac{[HI{]}^2}{\left[H_2\right]\left[I_2\right]}=54$

 

Ska jag i denna sätta uttrycken:$\frac{{\left({\displaystyle \frac{2x}{2*{10}^4}}\right)}^2}{\left[{\displaystyle \frac{x}{2*{10}^4}}\right]\left[{\displaystyle \frac{x}{2*{10}^4}}\right]}=54$

Nej. Läs mitt inlägg, där beskriver jag hur du skall göra. Hur mycket vätgas respektive jodånga finns det kvar i 1 liter av behållaren, när x mol har reagerat (d v s förbrukats)?

Hej, såg precis din fråga ovan!

Jag tog formeln $\frac{[HI{]}^2}{\left[H_2\right]\left[I_2\right]}=54$

Löste ut [HI]:  $\left[HI\right]=\sqrt{54*[0,3]*[0,2]}=1,8mol/liter$

Men inser som du sa att det är ju koncentrationen vi har från början...

Smaragdalena skrev:

Hur gjorde du för att räkna fram värdet 1,8 (vilken enhet)? Det är omöjligt att svara på vad du har gjort fel när du bara ger oss ett svar utan beräkningar. Vi som svarar här är bra på mycket, men usla tankeläsare.

Det kan vara enklare att räkna på 1 kubikdecimeter istället.

Från början har du 0,3 mol vätgas och 0,2 mol jodånga, men då är det inte jämvikt. När x mol vätgas reagerar med x mol jodånga bildas det 2x mol vätejodid. Ställ upp uttrycket för jämviktskonstanten och beräkna x. Vilken blir koncentrationen av vätejodid?

x mol vätgas + x mol jodånga -> 2x mol vätejodid

Jag förstår tyvärr inte, hur ska jag använda det i uttrycket för jämviktskonstanten?

Hur många mol vätgas finns det kvar, om du hade 0,3 mol från början och x mol har förbrukats (eftersom de molekylerna har reagerat med jodångan och bildat vätejodid)?

Om jag har 0,3 mol och förbrukar x så får jag 0,3-x och 0,2-x för jodångan då?

Och om man tittar på molförhållandet så får vi 2x vätejodid?

Sen använder jag då att $c=\frac{n}{V}$

och ersätter då c med $\frac{n}{V}$med volymen 1,

sätter in uttrycken 0,3-x, 0,2-x och 2x och löser ut x ut formeln för jämviktskonstanten?

Till sist multiplicera med hela volymen?

Är jag på rätt väg?

Jag tror att du är på rätt väg, men det är bäst att du skriver hela uttrycket för jämviktskonstanten så att jag kan veta säkert.

Ok har ett möte nu men fortsätter när jag kan och postar då, tack så länge! /Roger 

Dåså, nu ska jag lägga all min energi på uppgiften igen!

Jag räknade lite men det vill sig inte, beslutade mig för att räkna lite baklänges, tänkte se om ni har några tankar om detta!

Räknar ut totala koncentrationen av vätgas och jodånga innan reaktionen och använder värdet i facit för koncentrationen av vätejodid:

Sätter upp en tabell:

Reaktion:                       H2                        +                   I2        <->          2 HI

$c_{utgångsläge}$                       0,3M                                      0,2M                        0M

$c_{jämvikt}$                                 ?                                             ?                        0,06M

Per bildad HI               -1/2                                        -1/2                         +1

Omsatt                       -1/2*0,06=-0,03M     -1/2*0,06=-0,03M          +0,06M

Kvar                             0,3-0,03=0,27M     0,2-0,03=0,17M               0,06M

Jag har ju formeln för jämvikt och sätter i den in värdena jag fick ovan vid jämvikt:

$\frac{[HI{]}^2}{\left[H_2\right]\left[I_2\right]}=\frac{0,{06}^2}{0,27\times 0,17}=0,0784...$

Enheten $\frac{M^2}{M\times M}=\frac{M^2}{M^2}=1$

Enligt min uppgift ska jämviktskonstanten vara 54!

Kan någon kika på detta och säga om det är korrekt? Vad jag har förstått gäller jämviktskonstanten vid det angivna sättet att skriva en reaktionsformel och den fick jag ju i uppgiften.

Kan ju tillägga att detta räknehäfte har haft en del fel i några uppgifter därför vill jag försäkra mig om att siffrorna är korrekta.

Jag ger mig aldrig innan jag löser en fråga och tacksam för all hjälp på vägen! 

Kan någon räkna ut uppgiften överst och bekräfta om den går att räkna ut?

 Kanske ska tillägga att läraren har åkt in på sjukhus, därför har jag ingen som kan bekräfta om uppgiften är korrekt eller inte.

Om jag då vänder tillbaka frågan och skapar uttrycket:

$\frac{[2x{]}^2}{[0,3-x][0,2-x]}=54$ (antar att det var såhär smaragdalena menade?)

x borde väl vara 0,03 om jag gjorde rätt i det tidigare inlägget?

Stoppar jag in detta får jag ju då 0,0784 precis som när jag räknade ut jämviktskonstanten ovan

I ditt senaste inlägg har du ett korrekt uttryck för jämviktskonstanten. Lös ut x ur det sambandet.

Det du har skrivit i inlägget ovanför detta kan inte användas för att lösa den här uppgiften.

$\frac{(2x{)}^2}{(0,3-x)(0,2-x)}=54 \to \frac{4x^2}{(0,3-x)(0,2-x)}=54$

$4x^2=54(0,3-x)(0,2-x)$

$4x^2=54(0,06-0,3x-0,2x+x^2) = 54(0,06-0,5x+x^2)$

Multiplicerar in 54:

$4x^2=3,24-27x+54x^2$

Subtraherar $4x^2$:

$50x^2-27x+3,24=0$

Dividerar med 50:

$x^2-0,54x+0,0648=0$

$x=0,27\pm \sqrt{0,{27}^2-0,0648}$

$x=0,27\pm \sqrt{0,0081}$

$x=0,27\pm 0,09$

$$\begin{gathered} x_1= 0,36 \\ {x}_2= 0,18 \end{gathered}$$

De två svaren insatta i uttrycket stämmer. 

Ska då koncentrationen vara 2x? Svaret ska ju vara 0,06 mol/liter

Nu börjar jag från början, så att vi inte råkar göra om något fel från tidigare.

Jämviktsreaktionen är $H_2+I_2\leftrightarrow2HI$. Jämviktskonstanten är dimensionslös, så vi kan räkna med substansmänder i stället för koncentrationer.

Jämviktsekvationen blir $K=54=\frac{[HI]^2}{[H_2][I_2]}$.

Från börjam hade vi 6000 mol vätgas och 4000 mol jod. Vid jämvikt har x mol vätgas reagerat med x mol jod, och det har bildats 2x mol vätejodid.

Jämviktsekvationen blir $K=\frac{[HI]^2}{[H_2][I_2]}=$\frac{(2x)^2}{(6000-x)(4000-x)}=54$$. Wolframalpha ger lösningarna x=3600 och x=7200, men man kan inte låta mer än 4 000 mol jod reagera, så den största lösningen är en falsk rot.

Om x=3600 blir substansmängden av HI dubbelt så stor, d v s 7 200 mol. Dela detta med 20 000 liter, så blir koncentrationen 0,36 mol/dm³.

Svaret 0,06 mol/dm³ i ditt facit måste höra till en annan uppgift, alternativt är det fel.

Har du skrivit av uppgiften rätt? Om man använder sig av idealgaslagen så får man att trycket i reaktorn är ungefär 30 gånger atmosfärstrycket - för en reaktion vars jämviktsläge inte påverkas av trycket. Kan detta vara rimligt? Jag tycker det låter förfärligt dyrt i onödan!

Som jag nämnde ovan så har läraren blivit akut sjuk och det finns uppgifter i boken med felaktigheter, jag har skrivit av den korrekt, dubbelkollade precis. Vi lägger uppgiften åt sidan så länge tills det går att reda ut med skaparen av uppgiften.

Jag tackar innerligt för att du tagit dig tiden att hjälpa till!/Roger

Jag kontrollräknade och fick också fram svaret 0,36 mol/dm³. Facit har fel.

Smaragdalena skrev :

Om man använder sig av idealgaslagen så får man att trycket i reaktorn är ungefär 30 gånger atmosfärstrycket - för en reaktion vars jämviktsläge inte påverkas av trycket. Kan detta vara rimligt? Jag tycker det låter förfärligt dyrt i onödan!

Håller inte med. Normalt försöker man hålla ett så högt tryck som möjligt, även om trycket hämmar reaktionen. Man anpassar en reaktor efter ekonomiska och inte kemiska förhållanden, och oftast är det billigare att ha hög produktivitet (endast möjligt med högt tryck) och sedan återcirkulera kvarvarande reaktanter i processen.

Teraeagle skrev:

Jag kontrollräknade och fick också fram svaret 0,36 mol/dm³. Facit har fel.

Smaragdalena skrev :

Om man använder sig av idealgaslagen så får man att trycket i reaktorn är ungefär 30 gånger atmosfärstrycket - för en reaktion vars jämviktsläge inte påverkas av trycket. Kan detta vara rimligt? Jag tycker det låter förfärligt dyrt i onödan!

Håller inte med. Normalt försöker man hålla ett så högt tryck som möjligt, även om trycket hämmar reaktionen. Man anpassar en reaktor efter ekonomiska och inte kemiska förhållanden, och oftast är det billigare att ha hög produktivitet (endast möjligt med högt tryck) och sedan återcirkulera kvarvarande reaktanter i processen.

Ok då utgår jag ifrån att det är korrekt svar och tackar för lärdomen om tryck och produktivitet!

Att man låter reaktionen ske vid mer än atmosfärstryck (för att slippa ha vansinnigt stora reaktorer) tycker jag verkar rimligt, men 30 ggr atmosfärstryck? Det låter mycket - men det är väldigt längs sedan jag läste det här, så jag har ingen riktig känsla för vad som är rimligt.

30 atm är inte jättemycket. I fall där trycket ökar utbytet kan man ha 200-300 atm, typ Haber-Bosch-processen.