L'enthalpie de liaison, également connue sous le nom d'énergie de dissociation des liaisons ou, plus simplement, "l'énergie de liaison", désigne la quantité d'énergie dont tu auras besoin pour rompre les liaisons d'une mole d'une substance covalente en atomes séparés.
L'enthalpie de liaison (E) est la quantité d'énergie nécessaire pour rompre une mole d'une liaison covalente spécifique en phase gazeuse.
Si l'on te demande de définir l'enthalpie de liaison dans tes examens, tu dois inclure la partie concernant la substance en phase gazeuse. De plus, tu ne peux effectuer des calculs d'enthalpie de liaison que sur des substances en phase gazeuse.
Nous indiquons la liaison covalente spécifique qui est rompue en la mettant entre parenthèses après le symbole E. Par exemple, tu écris l'enthalpie de liaison d'une mole d'hydrogène diatomique (H2) sous la forme E (H-H).
Une molécule diatomique est simplement une molécule qui contient deux atomes, comme H2, O2 ou HCl.
Énergie de liaison en chimie
Que se passe-t-il si la molécule à laquelle nous avons affaire a plus d'une liaison à rompre ? Par exemple, le méthane (CH4) a quatre liaisons C-H. Les quatre hydrogènes du méthane sont liés au carbone par une seule liaison. Les quatre hydrogènes du méthane sont liés au carbone par une liaison simple. On pourrait s'attendre à ce que l'enthalpie de liaison soit la même pour les quatre liaisons. En réalité, chaque fois que nous brisons l'une de ces liaisons, nous modifions l'environnement des liaisons restantes. La force d'une liaison covalente est affectée par les autres atomes de la molécule. Cela signifie que le même type de liaison peut avoir des énergies de liaison différentes dans des environnements différents. La liaison O-H de l'eau, par exemple, a une énergie différente de celle de la liaison O-H du méthanol. Comme les énergies de liaison sont affectées par l'environnement, nous utilisons l'enthalpie de liaison moyenne.
Définition de l'énergie de liaison
L'énergie de liaison moyenne (également appelée énergie de liaison moyenne) est la quantité d'énergie nécessaire pour rompre une liaison covalente en atomes gazeux, en moyenne sur différentes molécules.
Les enthalpies moyennes de liaison sont toujours positives (endothermiques) car la rupture des liaisons nécessite toujours de l'énergie.
Essentiellement, une moyenne est établie à partir des enthalpies de liaison du même type de liaisons dans différents environnements. Les valeurs d'enthalpie de liaison que tu vois dans un livre de données peuvent varier légèrement car ce sont des valeurs moyennes. Par conséquent, les calculs utilisant les enthalpies de liaison ne seront qu'approximatifs.
Énergie liaison : hydrogène
Dans une molécule, lorsqu'un atome d'hydrogène est lié à un atome hautement électronégatif, il attire fortement la paire d'électrons partagée et cette extrémité de la molécule devient donc légèrement négative tandis que l'autre extrémité devient légèrement positive. L'extrémité négative d'une molécule attire l'extrémité positive de l'autre et, par conséquent, une liaison faible se forme entre elles. Cette liaison s'appelle la liaison hydrogène1.
Grâce à la liaison hydrogène, un atome d'hydrogène relie simultanément deux atomes électronégatifs, l'un par une liaison covalente et l'autre par une liaison hydrogène. Les conditions de la liaison hydrogène sont les suivantes :
- La molécule doit contenir un atome fortement électronégatif lié à l'atome d'hydrogène. Plus l'électronégativité est élevée, plus la molécule est polarisée.
- La taille de l'atome électronégatif doit être petite. Plus la taille est petite, plus l'attraction électrostatique est grande.
Énergie de liaison C-C
Selon la configuration électronique du carbone, il doit gagner ou perdre \( 4 \) électrons pour devenir stable, ce qui semble impossible :
Le carbone ne peut pas gagner \( 4 \) électrons pour devenir \( C^{4-} \) ,car il sera difficile pour \( 6 \) protons de retenir \( 10 \) électrons et l'atome deviendra donc instable.
Le carbone ne peut pas perdre \( 4 \) électrons pour devenir du \( C^{4+} \) , car il faudrait une grande quantité d'énergie pour retirer \( 4 \) électrons et le \( C^{4+} \) n'aurait que \( 2 \) électrons par proton, ce qui le rendrait instable.
Le carbone ne peut ni gagner ni donner d'électrons. Pour compléter sa configuration de gaz noble le plus proche, il partage des électrons pour former une liaison covalente2 .
Propriétés de la liaison covalente
Si la valence normale d'un atome n'est pas satisfaite par le partage d'une seule paire d'électrons entre les atomes, ces derniers peuvent partager plus d'une paire d'électrons entre eux. Voici quelques-unes des propriétés des liaisons covalentes :
- La liaison covalente n'entraîne pas la formation de nouveaux électrons. La liaison ne fait que les apparier.
- Ce sont des liaisons chimiques très puissantes qui existent entre les atomes.
- Une liaison covalente contient normalement l'énergie d'environ 80 kilocalories par mole (kcal/mol).
- Les liaisons covalentes se rompent rarement spontanément après leur formation.
- Les liaisons covalentes sont directionnelles lorsque les atomes qui sont liés présentent des orientations spécifiques les uns par rapport aux autres.
- La plupart des composés ayant des liaisons covalentes présentent des points de fusion et d'ébullition relativement bas.
- Les composés ayant des liaisons covalentes ont généralement des enthalpies de vaporisation et de fusion plus faibles.
- Les composés formés par des liaisons covalentes ne conduisent pas l'électricité en raison de l'absence d'électrons libres.
- Les composés covalents ne sont pas solubles dans l'eau.
Formule de l'énergie de liaison
Nous pouvons utiliser les enthalpies de liaison moyennes pour calculer le changement d'enthalpie d'une réaction lorsqu'il n'est pas possible de le faire expérimentalement. Nous pouvons appliquer la loi de Hess en utilisant l'équation suivante :
Hr =Σ Enthalpies de liaison brisées dans les réactifs - Σ Enthalpies de liaison formées dans les produits
Fig. 1- Utilisation des enthalpies de liaison pour trouver ∆H.
Le calcul du ΔH d'une réaction à l'aide des enthalpies de liaison ne sera pas aussi précis que l'utilisation des données d'enthalpie de formation/combustion, car les valeurs d'enthalpie de liaison sont généralement l'énergie de liaison moyenne - une moyenne sur une gamme de molécules différentes.
Calculer l'énergie de liaison
Exerce-toi maintenant à calculer l'enthalpie de liaison à l'aide de quelques exemples !
N'oublie pas que tu ne peux utiliser les enthalpies de liaison que si toutes les substances sont en phase gazeuse.
Calcule le \( \Delta H \) de la réaction entre le monoxyde de carbone et la vapeur d'eau pour la fabrication de l'hydrogène. Les enthalpies de liaison sont indiquées ci-dessous.
CO(g) + H2O 
H2 (g) + CO2 (g)
| Type de liaison | Enthalpie de la liaison (kJ mol-1) |
| C-O (monoxyde de carbone) | +1077 |
| C=O (dioxyde de carbone) | +805 |
| O-H | +464 |
| H-H | +436 |
Nous allons utiliser un cycle de Hess dans cet exemple. Commençons par dessiner un cycle de Hess pour la réaction.
Fig. 2- Calcul de l'enthalpie de liaison.
Maintenant, décomposons les liaisons covalentes de chaque molécule en atomes individuels en utilisant leurs enthalpies de liaison données. Rappelle toi :
- Il y a deux liaisons \( O-H \) dans \( H_{2}O \) ,
- Une liaison \( C-O \) dans \( CO \) ,
- Deux liaisons \( C-O \) dans \( CO_{2} \) ,
- et une liaison \( H-H \) dans \( H_{2} \) .
Fig. 3- Calcul de l'enthalpie de liaison.
Tu peux maintenant utiliser la loi de Hess pour trouver une équation pour les deux parcours.
\( H_{f} \) = Σ Enthalpies de liaison brisées dans les réactifs - Σ Enthalpies de liaison formées dans les produits
\( \Delta H \) = [ 2(464) +1077 ] - [ 2(805) + 436 ]
\( \Delta H \) = -41 kJ mol-1
Dans l'exemple suivant, nous n'utiliserons pas de cycle de Hess - il suffit de compter le nombre d'enthalpies de liaison brisées dans les réactifs et le nombre d'enthalpies de liaison formées dans les produits. Voyons cela !
Certains examens pourraient te demander spécifiquement de calculer le ∆H en utilisant la méthode suivante.
Calcule l'enthalpie de combustion de l'éthylène représentée ci-dessous, en utilisant les enthalpies de liaison données.
2C2H2 (g) + 5O2 (g) 2H2O (g) + 4CO2 (g)
| Type de liaison | Enthalpie de liaison ( kJ mol-1 ) |
| C-H | +414 |
| C=C | +839 |
| O=O | +498 |
| O-H | +463 |
| C=O | +804 |
L'enthalpie de combustion est le changement d'enthalpie lorsqu'une mole d'une substance réagit dans un excès d'oxygène pour produire de l'eau et du dioxyde de carbone.
\( 2\ C_2H_2+5\ O_2 \rightarrow 2\ H_2O+4\ CO_2 \)
\( C_2H_2+2\frac{1}{2}O_2 \rightarrow H_2O+2\ CO_2 \)
Tu dois commencer par réécrire l'équation de sorte que nous ayons une mole d'éthylène.
Compte le nombre de liaisons qui se brisent et le nombre de liaisons qui se forment :
| Liaisons brisées | Liaisons formées |
| 2 x (C-H) = 2(414) | 2 x (O-H) = 2(463) |
| 1 x (C=C) = 839 | 4 x (C=O) = 4(804) |
|  x (O=O) =  (498) | |
| Total | 2912 | 4142 |
Complète les valeurs de l'équation ci-dessous
\(\Delta{H_r}= \sum enthalpies\ de\ liaison\ brisées\ dans\ les\ réactifs-\sum enthalpies\ de\ liaison\ formée\ dans\ les\ produits \)
= 2912 - 4142
= -1230 kJ mol-1
Voilà, c'est fait ! Tu as calculé le changement d'enthalpie de la réaction ! Tu peux voir pourquoi cette méthode est plus facile que l'utilisation d'un cycle de Hess.
Tu es peut-être curieux de savoir comment calculer le ∆H d'une réaction si certains des réactifs sont en phase liquide. Tu devras transformer le liquide en gaz en utilisant ce que l'on appelle la variation d'enthalpie de vaporisation.
L'enthalpie de vaporisation \( (\Delta H_{vap}) \) est simplement le changement d'enthalpie lorsqu'une mole d'un liquide se transforme en gaz à son point d'ébullition.
Pour voir comment cela fonctionne, effectuons un calcul où l'un des produits est un liquide.
La combustion du méthane est illustrée ci-dessous.
CH4 (g) + 2O2 (g) 2H2O(l) + CO2 (g)
Calcule l'enthalpie de combustion en utilisant les énergies de dissociation des liaisons dans le tableau.
| Type de liaison | Enthalpie de la liaison |
| C-H | +413 |
| O=O | +498 |
| C=O (dioxyde de carbone) | +805 |
| O-H | +464 |
L'un des produits, , est un liquide. Nous devons le transformer en gaz avant de pouvoir utiliser les enthalpies de liaison pour calculer ∆H. L'enthalpie de vaporisation de l'eau est de +41 kJ mol-1.
| Liaisons brisées ( kJ mol-1) | Liaisons formées (kJ mol-1) |
| 4 x (C-H) = 4(413) | 4 x (O-H) = 4(464) + 2(41) |
| 2 x (O=O) = 2(498) | 2 x (C-O) = 2(805) |
| Total | 2648 | 3548 |
Utilise l'équation :
= ∑ enthalpies de liaison rompues dans les réactifs - ∑ enthalpies de liaison formées dans les produits.
\( \Delta H \) = 2648 - 3548
\( \Delta H \) = -900 kJ mol-1.
Avant de conclure cette leçon, voici une dernière chose intéressante liée à l'enthalpie de liaison. Nous pouvons observer une tendance dans les enthalpies de combustion dans une "série homologue".
Une série homologue est une famille de composés organiques. Les membres d'une série homologue partagent des propriétés chimiques similaires et une formule générale. Par exemple, les alcools contiennent un groupe \( -OH \) dans leurs molécules et le suffixe "-ol".
Regarde le tableau ci-dessous. Il indique le nombre d'atomes de carbone, le nombre d'atomes d'hydrogène et l'enthalpie de combustion des membres de la série homologue des alcools. Vois-tu un modèle ?
Fig. 4- Tendances des enthalpies de combustion d'une série homologue.
Remarque : il y a une augmentation régulière de l'enthalpie de combustion :
- Le nombre d'atomes de carbone dans la molécule augmente.
- Le nombre d'atomes d'hydrogène dans la molécule augmente.
Ceci est dû au nombre de liaisons \( C \) et \( H \) qui sont rompues au cours du processus de combustion. Chaque alcool successif de la série homologue possède une liaison supplémentaire \( -CH \) . Chaque liaison supplémentaire \( -CH \) augmente l'enthalpie de combustion de cette série homologue d'environ 650 kJmol-1.
C'est en fait très pratique si tu veux calculer les enthalpies de combustion d'une série homologue, car tu peux utiliser un graphique pour prédire les valeurs ! Les valeurs calculées à partir du graphique sont, en un sens, "meilleures" que les valeurs expérimentales obtenues par calorimétrie. Les valeurs expérimentales finissent par être beaucoup plus petites que les valeurs calculées en raison de facteurs tels que la perte de chaleur et la combustion incomplète.
Fig. 5- Enthalpie de combustion d'une série homologue, valeurs calculées et expérimentales
Énergie de liaison - Points clés
- L'enthalpie de liaison \( (E) \) est la quantité d'énergie nécessaire pour briser une mole d'une liaison covalente spécifique en phase gazeuse.
- Les enthalpies de liaison sont affectées par leur environnement ; le même type de liaison peut avoir des énergies de liaison différentes dans des environnements différents.
- Les valeurs d'enthalpie utilisent l'énergie de liaison moyenne qui est une moyenne sur différentes molécules.
- Nous pouvons utiliser l'énergie de liaison moyenne pour calculer le \( \Delta H \) d'une réaction en utilisant la formule : ΔH = Σ énergie de rupture des liaisons - Σ énergie de création des liaisons.
- Tu ne peux utiliser les enthalpies de liaison pour calculer le \( \Delta H \) que lorsque toutes les substances sont en phase gazeuse.
- On observe une augmentation régulière des enthalpies de combustion dans une série homologue en raison du nombre de liaisons \( C \) et de liaisons \( H \) rompues lors du processus de combustion.
- Nous pouvons représenter graphiquement cette tendance pour calculer les enthalpies de combustion d'une série homologue sans avoir besoin de calorimétrie.
Références
- https://byjus.com/jee/hydrogen-bonding/
- https://byjus.com/jee/hydrogen-bonding/
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