Dados os dados a seguir, como você calcularia a entalpia média do título para o título $ \ ce {CF} $ . Eu tentei configurar as equações químicas e aplicar a Lei de Hess, mas isso não está me levando a lugar nenhum.
$ \ Delta H_ \ mathrm f ^ \ circ (\ ce {CF4 (g) }) = – 680 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ {- 1}} $
Entalpia de ligação, $ \ ce {F2 (g)} = + 158 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ { -1}} $
$$ \ ce {C (s) – > C (g)} \ quad \ Delta H = + 715 ~ \ mathrm {kJ ~ mol ^ {- 1}} $$
EDITAR: Estas são as equações que usei:
$$ \ begin {align} \ ce {C (s) + 2F2 (g) & – > CF4 (g)} \\ [6pt] \ ce {F2 (g) & – > 2F- (g)} \\ [6pt] \ ce {C (s) & – > C (g)} \ end {align} $$
Comentários
- Bem-vindo to Chemistry.SE! Você levou em consideração a esteioquiometria de $ \ ce {C + 2F2 – > CF4} $?
- @KlausWarzecha Sim, mas eu ainda não ' não obtive uma resposta. Estou adotando a abordagem certa ao usar a ' Lei de Hess?
- Usar Hess ' s A lei é boa! Você considerou que tem 4 $ \ ce {CF} $ títulos?
Resposta
Sua abordagem para usar a Lei de Hess é razoável!
\ [\ Delta H_r = -680 – (715 + 2 \ cdot158) = -1711 \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} \]
Essa é a entalpia para $ \ ce {CF4} $ – uma molécula com quatro $ Títulos \ ce {CF} $.
A entalpia média da ligação $ \ ce {CF} $ é menor:
\ [\ frac {1711} {4} \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1 }} \ approx 427 \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} \]