Dados los siguientes datos, ¿cómo calcularía la entalpía de enlace promedio para el enlace $ \ ce {CF} $ . He intentado establecer las ecuaciones químicas y aplicar la ley de Hess, pero eso no me lleva a ninguna parte.
$ \ Delta H_ \ mathrm f ^ \ circ (\ ce {CF4 (g) }) = – 680 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ {- 1}} $
Entalpía de enlace, $ \ ce {F2 (g)} = + 158 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ { -1}} $
$$ \ ce {C (s) – > C (g)} \ quad \ Delta H = + 715 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ {- 1}} $$
EDITAR: Estas son las ecuaciones que usé:
$$ \ begin {align} \ ce {C (s) + 2F2 (g) & – > CF4 (g)} \\ [6pt] \ ce {F2 (g) & – > 2F- (g)} \\ [6pt] \ ce {C (s) & – > C (g)} \ end {align} $$
Comentarios
- Bienvenido a Chemistry.SE! ¿Tomó en cuenta la esteioquiometría para $ \ ce {C + 2F2 – > CF4} $?
- @KlausWarzecha Sí, pero todavía no pude ' obtener una respuesta. ¿Estoy adoptando el enfoque correcto al usar la ' de Hess?
- ¡Usar la ley de Hess ' está bien! ¿Consideró que tiene 4 $ \ ce {CF} $ bonos?
Respuesta
Su enfoque usar la ley de Hess es razonable.
\ [\ Delta H_r = -680 – (715 + 2 \ cdot158) = -1711 \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} \]
Esa es la entalpía de $ \ ce {CF4} $ – una molécula con cuatro $ \ ce {CF} $ bonos.
La entalpía de enlace $ \ ce {CF} $ promedio es menor:
\ [\ frac {1711} {4} \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1 }} \ approx 427 \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} \]