Biorąc pod uwagę poniższe dane, jak obliczyć średnią entalpię obligacji dla obligacji $ \ ce {CF} $ . Próbowałem ułożyć równania chemiczne i zastosować prawo Hessa, ale to mnie do niczego nie prowadzi.
$ \ Delta H_ \ mathrm f ^ \ circ (\ ce {CF4 (g) }) = – 680 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ {- 1}} $
Entalpia wiązania, $ \ ce {F2 (g)} = + 158 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ { -1}} $
$$ \ ce {C (s) – > C (g)} \ quad \ Delta H = + 715 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ {- 1}} $$
EDYCJA: Oto równania, których użyłem:
$$ \ begin {align} \ ce {C (s) + 2F2 (g) & – > CF4 (g)} \\ [6pt] \ ce {F2 (g) & – > 2F- (g)} \\ [6pt] \ ce {C (s) & – > C (g)} \ end {align} $$
Komentarze
- Witamy to Chemistry.SE! Czy wziąłeś pod uwagę stoochiometrię dla $ \ ce {C + 2F2 – > CF4} $?
- @KlausWarzecha Tak, ale ja nadal nie udało mi się ' uzyskać odpowiedzi. Czy stosuję właściwe podejście, stosując ' prawo Hessa?
- Korzystanie z prawa Hessa ' jest w porządku! Czy uważasz, że masz 4 obligacje $ \ ce {CF} $?
Odpowiedź
Twoje podejście do użyj prawa Hessa jest rozsądne!
\ [\ Delta H_r = -680 – (715 + 2 \ cdot158) = -1711 \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} \]
To jest entalpia dla $ \ ce {CF4} $ – cząsteczki zawierającej cztery $ Obligacje \ ce {CF} $.
Średnia entalpia wiązania $ \ ce {CF} $ jest mniejsza:
\ [\ frac {1711} {4} \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1 }} \ około 427 \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} \]