L'appli tout-en-un pour réviser
4.8 • +11k évaluations
Plus de 3 millions de téléchargements
Télécharger
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.
Découvre la relation entre l'enthalpie de liaison et les tendances des enthalpies de combustion d'une série homologue.
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.
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.
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 :
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 .
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 :
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.
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 |
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 :
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) | |
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 ?
Remarque : il y a une augmentation régulière de l'enthalpie de combustion :
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
Tu peux calculer le changement d'énergie dans une
réaction en utilisant les énergies de liaison moyennes.
L'énergie de liaison est la quantité d'énergie nécessaire pour briser une mole d'une liaison particulière.
Pour calculer l'énergie de liaison
liaisons des réactifs : c'est l'"énergie d'entrée".
liaisons dans les produits : c'est l'"énergie de sortie".
énergie sortante.
L'énergie de liaison est généralement désignée par ΔH.
L'unité d'énergie de liaison est le kcal/mol ou kilo Joule/mol, abrégé en kJ/mol.
Les liaisons chimiques se forment parce qu'elles sont
favorables du point de vue thermodynamique, et leur rupture nécessite nécessairement un apport d'énergie. C'est pourquoi les valeurs d'enthalpie de liaison sont
toujours positives et ont généralement pour unité : kJ/mol ou kcal/mol. Plus l'enthalpie de liaison est élevée, plus il faut d'énergie pour rompre la liaison et plus la liaison est forte. Pour déterminer la quantité d'énergie qui sera libérée lorsque nous formons une nouvelle liaison plutôt que de la rompre, il suffit de rendre la valeur de l'enthalpie de liaison négative.
des utilisateurs ne réussissent pas le test de Énergie de liaison ! Réussirez-vous le test ?
lancer le quizInscris-toi gratuitement et commence à réviser !