A entalpia de ligação de \mathrm{F}_{2}(g) é 156,9 \mathrm{~kJ} / \mathrm{mol}. Calcule \Delta H_{\mathrm{f}}^{\circ} para \mathrm{F}(g).

Passo 1

O enunciado informa que a entalpia de ligação de \mathrm{F}_{2}(g) é \Delta H_{\mathrm{lig}} = 156{,}9\;\mathrm{kJ/mol}. Queremos a entalpia padrão de formação de um átomo de flúor gasoso, ou seja,
\Delta H_{f}^{\circ}\bigl[\mathrm{F}(g)\bigr].
O conteúdo envolve entender que a quebra de uma ligação em um mol de \mathrm{F}_{2} gera dois radicais \mathrm{F}(g), e que a entalpia de ligação é justamente o \Delta H dessa reação de dissociação.

Passo 2

Escrevemos a reação de dissociação da molécula de flúor e associamos sua entalpia de ligação:
\mathrm{F}_{2}(g) \longrightarrow 2\,\mathrm{F}(g),
com
\Delta H = +156{,}9\;\mathrm{kJ}\quad(\text{por mol de }\mathrm{F}_{2}).
Para obter a entalpia de formação de um mol de \mathrm{F}(g) a partir do estado padrão (que é \tfrac12\,\mathrm{F}_{2}(g)), basta dividir esse valor por 2:

Passo 3

\Delta H_{f}^{\circ}\bigl[\mathrm{F}(g)\bigr] =\frac{1}{2}\times 156{,}9\;\mathrm{kJ/mol} =78{,}45\;\mathrm{kJ/mol}.

Resposta

\Delta H_{f}^{\circ}\bigl[\mathrm{F}(g)\bigr)=+78{,}45\;\mathrm{kJ/mol}.

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