Op basis van de volgende gegevens, hoe zou u de gemiddelde obligatie-enthalpie voor $ \ ce {CF} $ bond berekenen . Ik heb geprobeerd de chemische vergelijkingen op te stellen en de wet van Hess toe te passen, maar daarmee kom ik nergens.
$ \ Delta H_ \ mathrm f ^ \ circ (\ ce {CF4 (g) }) = – 680 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ {- 1}} $
Bond-enthalpie, $ \ ce {F2 (g)} = + 158 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ { -1}} $
$$ \ ce {C (s) – > C (g)} \ quad \ Delta H = + 715 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ {- 1}} $$
EDIT: Dit zijn de vergelijkingen die ik heb gebruikt:
$$ \ begin {align} \ ce {C (s) + 2F2 (g) & – > CF4 (g)} \\ [6pt] \ ce {F2 (g) & – > 2F- (g)} \\ [6pt] \ ce {C (s) & – > C (g)} \ end {align} $$
Reacties
- Welkom naar Chemistry.SE! Heb je rekening gehouden met de stoiochiometrie voor $ \ ce {C + 2F2 – > CF4} $?
- @KlausWarzecha Ja, maar ik kon nog steeds geen antwoord ' krijgen. Gebruik ik de juiste benadering door de wet van Hess ' te gebruiken?
- Het gebruik van Hess ' s wet is prima! Vond u dat u 4 $ \ ce {CF} $ bonds heeft?
Antwoord
Uw benadering van gebruik van de wet van Hess is redelijk!
\ [\ Delta H_r = -680 – (715 + 2 \ cdot158) = -1711 \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} \]
Dat is de enthalpie voor $ \ ce {CF4} $ – een molecuul met vier $ \ ce {CF} $ obligaties.
De gemiddelde $ \ ce {CF} $ bond enthalpie is kleiner:
\ [\ frac {1711} {4} \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1 }} \ ongeveer 427 \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} \]