Wie würden Sie unter Berücksichtigung der folgenden Daten die durchschnittliche Bindungsenthalpie für $ \ ce {CF} $ -Bindung berechnen? . Ich habe versucht, die chemischen Gleichungen aufzustellen und das Hesssche Gesetz anzuwenden, aber das bringt mich nicht weiter.
$ \ Delta H_ \ mathrm f ^ \ circ (\ ce {CF4 (g) }) = – 680 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ {- 1}} $
Bindungsenthalpie, $ \ ce {F2 (g)} = + 158 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ { -1}} $
$$ \ ce {C (s) – > C (g)} \ quad \ Delta H = + 715 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ {- 1}} $$
BEARBEITEN: Dies sind die Gleichungen, die ich verwendet habe:
$$ \ begin {align} \ ce {C (s) + 2F2 (g) & – > CF4 (g)} \\ [6pt] \ ce {F2 (g) & – > 2F- (g)} \\ [6pt] \ ce {C (s) & – > C (g)} \ end {align} $$
Kommentare
- Willkommen zu Chemistry.SE! Haben Sie die Stöchiometrie für $ \ ce {C + 2F2 – > CF4} $ berücksichtigt?
- @KlausWarzecha Ja, aber ich ' konnte immer noch keine Antwort erhalten. Verfolge ich den richtigen Ansatz, indem ich das Gesetz von Hess ' verwende?
- Das Gesetz von Hess ' ist in Ordnung! Haben Sie in Betracht gezogen, dass Sie 4 $ \ ce {CF} $ -Anleihen haben?
Antwort
Ihre Herangehensweise an Das Hesssche Gesetz ist vernünftig!
\ [\ Delta H_r = -680 – (715 + 2 \ cdot158) = -1711 \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} \]
Das ist die Enthalpie für $ \ ce {CF4} $ – ein Molekül mit vier $ \ ce {CF} $ Anleihen.
Die durchschnittliche Bindungsenthalpie von $ \ ce {CF} $ ist kleiner:
\ [\ frac {1711} {4} \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1 }} \ ca. 427 \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} \]