Étant donné que :

ΔH⁰_f (H (g)) = 218,0 kJ.mol^-1

ΔH⁰_f (C (g)) = 716,7 kJ.mol^-1

ΔH⁰_f (CH₄ (g)) = -74,60 kJ.mol^-1

Calculez l'enthalpie molaire moyenne de liaison carbone-hydrogène dans une molécule de CH₄.

Question

Étant donné que :

ΔH⁰_f (H (g)) = 218,0 kJ.mol^-1

ΔH⁰_f (C (g)) = 716,7 kJ.mol^-1

ΔH⁰_f (CH₄ (g)) = -74,60 kJ.mol^-1

Calculez l'enthalpie molaire moyenne de liaison carbone-hydrogène dans une molécule de CH₄.

| Chimie générale 2

Accepted Answer

CH₄ (g) → C (g) + 4 H (g)

ΔH⁰_rxn = ΔH⁰_f(C (g)) + 4 ΔH⁰_f(H (g)) - ΔH⁰_f(CH₄ (g))

and

ΔH⁰_rxn = Σ H_{bonds broken} – Σ H_{bonds formed}

→ ΔH⁰_rxn = 4 H_bonds(C-H)

So, ΔH⁰_rxn = ΔH⁰_f(C (g)) + 4 ΔH⁰_f(H (g)) - ΔH⁰_f(CH₄ (g)) = 4 H_bonds(C-H)

→ H_bonds(C-H) = $\frac{1}{4}$ [ ΔH⁰_f(C (g)) + 4 ΔH⁰_f(H (g)) - ΔH⁰_f(CH₄ (g)) ]

→ H_bonds(C-H) =

\frac{1}{4}

(716.7 + 4 x 218.0 + 74.6)

→ H_bonds(C-H) = 415.8 kJ.mol^-1

Exercice 6 | Thermochimie