Energie bei radikalischer Substitution

[Anja]

Hallihallo!

Ich sitze hier gerade über meinen Hausaufgaben und komme damit nicht so wirklich zurecht. Vielleicht könnt ihr mir da etwas weiterhelfen.

1. Es geht um die Fluorierung von Methan. Angegeben sind jeweils molare Standard-Bindungsenthalpien in kJ/mol für C-H (413), F-F (159), C-F (489) und H-F (567).
Gesucht sind molare Standard-Reaktionsenthalpien für die Startreaktion, den 1. und den 2. Teilschritt der Kettenreaktion. Folgendermaßen habe ich es mir gedacht:
Startreaktion (Spaltung des Fluormoleküls in 2 Fluor-Radikale): Reaktionsenthalpie = 159

1.Teilschritt d. Kettenrkt. (Methan + Fluorradikal --> Methylradikal + HF): Reaktionsenthalpie = 413 – 567 = -154

2. Teilschritt d. Kettenrkt. (Methylradikal + Fluormolekül --> Fluormethan + Fluorradikal): Reaktionsenthalpie = 159 – 489 = -330

So, und nun soll man die "molaren Standard-Reaktionsenthalpien der drei Teilschritte in das Enthalpiediagramm" eintragen. Es gibt also ein Stückchen Millimeterpapier und wenn ich jetzt nur anhand dieser Werte dort ein Diagramm zeichnen würde, würde ich energetisch gesehen unter dem Energieniveau landen, wo ich gestartet habe. Aber eigentlich kann das ja gar nicht sein, weil die Energie der Endprodukte doch zwischen dem Ausgangspunkt und dem Energieniveau der Fluorradikale liegen müsste und nicht unter dem Ausgangspunkt.

Nun ja, ich hoffe, dass ihr mir einen Tipp dazu geben könnt.

Gruß,
Anja

[alpha]

Weshalb darf das nicht sein, bin gerade etwas verwirrt...

Die Energie der Produkte darf doch geringer sein als jene der Edukte? - Das nennt man exotherme Reaktionen und die Fluorierung ist ziemlich sicher exotherm...

Oder verstehe ich dich falsch?

Grüsse
alpha