Gitt følgende data, hvordan vil du beregne den gjennomsnittlige obligasjonshalpien for $ \ ce {CF} $ obligasjon . Jeg har prøvd å sette opp de kjemiske ligningene og anvende Hess lov, men det får meg ikke noe sted.
$ \ Delta H_ \ mathrm f ^ \ circ (\ ce {CF4 (g) }) = – 680 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ {- 1}} $
Bond entalpi, $ \ ce {F2 (g)} = + 158 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ { -1}} $
$$ \ ce {C (s) – > C (g)} \ quad \ Delta H = + 715 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ {- 1}} $$
EDIT: Dette er ligningene jeg brukte:
$$ \ begin {align} \ ce {C (s) + 2F2 (g) & – > CF4 (g)} \\ [6pt] \ ce {F2 (g) & – > 2F- (g)} \\ [6pt] \ ce {C (s) & – > C (g)} \ end {align} $$
Kommentarer
- Velkommen to Chemistry.SE! Har du tatt hensyn til stoiochiometry for $ \ ce {C + 2F2 – > CF4} $?
- @KlausWarzecha Ja, men jeg kunne fortsatt ikke ' ikke få svar. Tar jeg riktig tilnærming ved å bruke Hess ' s lov?
- Å bruke Hess ' s lov er greit! Vurderte du at du har 4 $ \ ce {CF} $ obligasjoner?
Svar
Din tilnærming til bruk Hess lov er rimelig!
\ [\ Delta H_r = -680 – (715 + 2 \ cdot158) = -1711 \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} \]
Det er entalpien for $ \ ce {CF4} $ – et molekyl med fire $ \ ce {CF} $ obligasjoner.
Gjennomsnittlig $ \ ce {CF} $ obligasjonsentalpi er mindre:
\ [\ frac {1711} {4} \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1 }} \ ca 427 \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} \]