Enthalpie de liaison: Hydrogène, Oxygène

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L'enthalpie de liaison (E ) est la quantité d'énergie nécessaire pour briser une mole d'une liaison covalente spécifique en phase gazeuse .

Si l'on te demande la définition de l'enthalpie de liaison dans tes examens, tu dois inclure la partie concernant la substance en phase gazeuse. De plus, tu ne peux calculer l'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 ( $H_{2}$ ) sous la forme E (H-H).

Une molécule diatomique est simplement une molécule qui contient deux atomes, comme_H2 ou _O2 ou HCl.

Au cours de cet article, nous définirons l'enthalpie de liaison.
Découvrir les énergies moyennes de liaison.
Apprends à utiliser les enthalpies moyennes de liaison pour calculer le ΔH d'une réaction.
Apprends à utiliser l'enthalpie de vaporisation dans les calculs d'enthalpie de liaison.
Découvre la relation entre l'enthalpie de liaison et les tendances des enthalpies de combustion d'une série homologue.

Qu'entend-on par enthalpie de liaison ?

Que se passe-t-il si la molécule à laquelle nous avons affaire a plus d'une liaison à briser ? Par exemple, le méthane ( ${CH}_{4}$ ) possède 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 seule liaison. Tu pourrais t'attendre à ce que l'enthalpie de liaison pour les quatre liaisons soit la même. 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 dans l'eau, par exemple, a une énergie de liaison différente de celle de la liaison O-H dans le 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 , moyennée 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 de l'enthalpie de liaison que tu vois dans un livre de données peuvent varier légèrement parce qu'il s'agit de valeurs moyennes. Par conséquent, les calculs utilisant les enthalpies de liaison ne seront qu'approximatifs.

Comment trouver le ∆H d'une réaction en utilisant les enthalpies de liaison ?

Nous pouvons utiliser les chiffres d'enthalpie de liaison moyenne 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 :

$H_{r} = \sum Bond enthalpies broken in reactants - \sum bond enthalpies formed in products$

Enthalpie de liaison, Exemple, StudySmarter 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 correspondent généralement à l'énergie de liaison moyenne - une moyenne sur un éventail de molécules différentes.

Maintenant, exerçons-nous 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 ∆H pour la réaction entre le monoxyde de carbone et la vapeur d'eau dans la fabrication de l'hydrogène. Les enthalpies de liaison sont répertoriées ci-dessous.

${CO}_{(g)} + H_{2} O_{(g)} \to H_{2_{(g)}} + {CO}_{2 (g)}$

Type de liaison	Enthalpie de liaison (kJ ${mol}^{- 1}$ )
C-O (monoxyde de carbone)	+1077
C=O (dioxyde de carbone)	+805
O-H	+464
H-H	+436

Nous utiliserons un cycle de Hess dans cet exemple. Commençons par dessiner un cycle de Hess pour la réaction.

Enthalpie de liaison, exemple, StudySmarter Fig. 2 - Calcul de l'enthalpie de liaison

Décomposons maintenant les liaisons covalentes de chaque molécule en atomes simples 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 $H_{2}$ .

Enthalpie de liaison, Exemple de calcul, StudySmarter Fig. 3 - Calcul de l'enthalpie de liaison

Tu peux maintenant utiliser la loi de Hess pour trouver une équation pour les deux liaisons.

$∆ H_{r} = Σ bond enthalpies broken in reactants - Σ bond enthalpies formed in products$

∆H = [ 2(464) +1077 ] - [ 2(805) + 436 ]

∆H = -41 kJ ${mol}^{- 1}$

Dans l'exemple suivant, nous n'utiliserons pas de cycle de Hess - tu comptes simplement le nombre d'enthalpies de liaison rompues dans les réactifs et le nombre d'enthalpies de liaison formées dans les produits. Jetons un coup d'œil !

Certains examens peuvent te demander spécifiquement de calculer ∆H en utilisant la méthode suivante.

Calcule l'enthalpie de combustion de l'éthylène illustré ci-dessous, en utilisant les enthalpies de liaison données.

$2 C_{2} H_{2 (g)} + 5 O_{2 (g)} \to 2 H_{2} O_{(g)} + 4 {CO}_{2 (g)}$

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.

Tu dois commencer par réécrire l'équation de façon à ce que nous ayons une mole d'éthylène.

$2 C_{2} H_{2} + 5 O_{2} \to 2 H_{2} O + 4 {CO}_{2}$

$C_{2} H_{2} + 2 \frac{1}{2} O_{2} \to H_{2} O + 2 {CO}_{2}$

Compte le nombre de liaisons brisées et le nombre de liaisons formées :

	Liaisons rompues	Liaisons formées
	2x (C-H) = 2(414)	2 x (O-H) = 2(463)
	1 x (C=C) = 839	4 x (C=O) = 4(804)
	$2 \frac{1}{2}$ x (O=O) = $2 \frac{1}{2}$ (498)
Total	2912	4142

Remplis les valeurs de l'équation ci-dessous

$∆ H_{r} = Σ bond enthalpies broken in reactants - Σ bond enthalpies formed in products$

$∆ H_{r}$ = 2912 - 4142

$∆ H_{r}$ = -1230 ${kJmol}^{- 1}$

Et voilà ! Tu as calculé le changement d'enthalpie de la réaction ! Tu peux comprendre pourquoi cette méthode pourrait être 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 le changement d'enthalpie de vaporisation .

L'enthalpie de vaporisation ( $∆ H_{vap}$ ) 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, faisons un calcul où l'un des produits est un liquide.

La combustion du méthane est illustrée ci-dessous.

${CH}_{4 (g)} + 2 O_{2 (g)} \to 2 H_{2} O_{(l)} + {CO}_{2 (g)}$

Calcule l'enthalpie de combustion en utilisant les énergies de dissociation des liaisons dans le tableau.

Type de liaison	Enthalpie de liaison
C-H	+413
O=O	+498
C=O (dioxyde de carbone)	+805
O-H	+464

L'un des produits, $H_{2} O$ 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 suivante :

$∆ H_{r}$ = ∑ enthalpies de liaison rompues dans les réactifs - ∑ enthalpies de liaison formées dans les produits.

∆H = 2648 - 3548

∆H = -900 kJ ${mol}^{- 1}$

Avant de terminer 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".

Jette un coup d'œil au 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. Peux-tu voir une tendance ?

Enthalpie de liaison, Tendances de l'enthalpie de combustion, StudySmarter Fig. 4 - Tendances des enthalpies de combustion d'une série homologue

Tu remarqueras que l'enthalpie de combustion augmente régulièrement à mesure que le nombre d'atomes de carbone dans la molécule augmente : Le nombre d'atomes de

carbone dans la molécule augmente.
Le nombre d'atomes d'hydrogène dans la molécule augmente.

Cela est dû au nombre de liaisons C et de liaisons H qui sont brisées dans le processus de combustion

Chaque alcool successif de la série homologue possède une liaison $- {CH}_{2}$ supplémentaire.

Chaque $- {CH}_{2}$ supplémentaire augmente l'enthalpie de combustion de cette série homologue d'environ ^650kJmol-1.

C'est en fait très pratique si tu veux calculer les enthalpies de combustion d'une série homologue parce que 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.

Enthalpie de liaison, enthalpie de combustion d'une série homologue, StudySmarter Fig. 5 - Enthalpie de combustion d'une série homologue, valeurs calculées et expérimentales

Enthalpie de liaison - Principaux enseignements

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 ΔH d'une réaction en utilisant la formule : ΔH = Σ énergies de liaison rompues - Σ énergies de liaison réalisées.
Tu ne peux utiliser les enthalpies de liaison pour calculer ∆H que lorsque toutes les substances sont en phase gazeuse.
Il y a une augmentation constante des enthalpies de combustion dans une série homologue en raison du nombre de liaisons C et de liaisons H qui sont brisées dans le processus de combustion.
Nous pouvons représenter graphiquement cette tendance pour calculer les enthalpies de combustion d'une série homologue sans avoir recours à la calorimétrie.

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Questions fréquemment posées en Enthalpie de liaison

Qu'est-ce que l'enthalpie de liaison?

L'enthalpie de liaison est la quantité d'énergie nécessaire pour rompre une mole de liaisons d'un type spécifique dans une substance à l'état gazeux.

Comment calcule-t-on l'enthalpie de liaison?

On calcule l'enthalpie de liaison en utilisant les énergies des liaisons des réactifs et des produits dans une réaction chimique.

Quelle est l'unité de l'enthalpie de liaison?

L'unité de l'enthalpie de liaison est généralement le kilojoule par mole (kJ/mol).

Pourquoi l'enthalpie de liaison est-elle importante?

L'enthalpie de liaison est importante car elle permet de prédire la stabilité des molécules et l'énergie libérée ou absorbée lors des réactions chimiques.

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