Med tanke på följande data, hur skulle du räkna ut den genomsnittliga obligationsentalpi för $ \ ce {CF} $ -obligation . Jag har försökt ställa in de kemiska ekvationerna och tillämpa Hess lag, men det får mig inte någonstans.
$ \ 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: Dessa är ekvationerna jag använde:
$$ \ begin {align} \ ce {C (s) + 2F2 (g) & – > CF4 (g)} \\ [6pt] \ ce {F2 (g) & – > 2F- (g)} \\ [6pt] \ ce {C (s) & – > C (g)} \ end {align} $$
Kommentarer
- Välkommen to Chemistry.SE! Har du beaktat stoiokiometrin för $ \ ce {C + 2F2 – > CF4} $?
- @KlausWarzecha Ja, men jag kunde fortfarande inte ' inte få svar. Tar jag rätt inställning genom att använda Hess ' s lag?
- Att använda Hess ' s lag är bra! Trodde du att du har 4 $ \ ce {CF} $ -obligationer?
Svar
Din inställning till använd Hess lag är rimligt!
\ [\ Delta H_r = -680 – (715 + 2 \ cdot158) = -1711 \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} \]
Det är entalpi för $ \ ce {CF4} $ – en molekyl med fyra $ \ ce {CF} $ -obligationer.
Den genomsnittliga $ \ ce {CF} $ obligations entalpi är mindre:
\ [\ frac {1711} {4} \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1 }} \ ca 427 \ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} \]