Resumes 
Flashcards 
StudySmarter IA 
Notes de cours 
Planning de révision 
Dossiers 
Examens 
Magazine 
Faire carrière 
App mobile 
Sauter à un chapitre clé
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 () sous la forme E (H-H).
Une molécule diatomique est simplement une molécule qui contient deux atomes, commeH2 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 () 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 :
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.
| Type de liaison | Enthalpie de liaison (kJ) |
| 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.
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 ,
- Une liaison C-O dans CO,
- Deux liaisons C-O dans ,
- et une liaison H-H dans .
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 = [ 2(464) +1077 ] - [ 2(805) + 436 ]
∆H = -41 kJ
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.
| Type de liaison | Enthalpie de liaison (kJ) |
| 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.
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) | |
| x (O=O) = (498) | ||
| Total | 2912 | 4142 |
Remplis les valeurs de l'équation ci-dessous
= 2912 - 4142
= -1230
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 () 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.
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, 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.
| Liaisons brisées (kJ) | Liaisons formées (kJ) | |
| 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 :
= ∑ enthalpies de liaison rompues dans les réactifs - ∑ enthalpies de liaison formées dans les produits.
∆H = 2648 - 3548
∆H = -900 kJ
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 ?
Fig. 4 - Tendances des enthalpies de combustion d'une série homologue
- 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 supplémentaire.
Chaque 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.
Lesvaleurs 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
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.
Apprends avec 0 fiches de Enthalpie de liaison dans l'application gratuite StudySmarter
Tu as déjà un compte ? Connecte-toi
Questions fréquemment posées en Enthalpie de liaison
À propos de StudySmarter
StudySmarter est une entreprise de technologie éducative mondialement reconnue, offrant une plateforme d'apprentissage holistique conçue pour les étudiants de tous âges et de tous niveaux éducatifs. Notre plateforme fournit un soutien à l'apprentissage pour une large gamme de sujets, y compris les STEM, les sciences sociales et les langues, et aide également les étudiants à réussir divers tests et examens dans le monde entier, tels que le GCSE, le A Level, le SAT, l'ACT, l'Abitur, et plus encore. Nous proposons une bibliothèque étendue de matériels d'apprentissage, y compris des flashcards interactives, des solutions de manuels scolaires complètes et des explications détaillées. La technologie de pointe et les outils que nous fournissons aident les étudiants à créer leurs propres matériels d'apprentissage. Le contenu de StudySmarter est non seulement vérifié par des experts, mais également régulièrement mis à jour pour garantir l'exactitude et la pertinence.
En savoir plus