Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre à décrire les énergies de liaison et à nous servir des variations nettes de l’énergie de liaison au cours des réactions pour calculer les énergies de liaison des réactifs et des produits.
Considérons une molécule d’hydrogène gazeux.
La molécule comprend deux atomes d’hydrogène liés par covalence. La liaison covalente peut être rompue pour séparer les atomes d’hydrogène :
Ce processus nécessite de l’énergie. La quantité moyenne d’énergie nécessaire pour rompre une liaison simple hydrogène-hydrogène est . Cette valeur est incroyablement faible et n’est pas particulièrement utile car les réactions impliquent plusieurs millions de molécules. Il est beaucoup plus utile de connaître l’énergie nécessaire pour rompre une mole de liaisons hydrogène-hydrogène en utilisant le nombre d’Avogadro :
Cette valeur peut encore être modifiée en convertissant les joules en kilojoules avec le facteur de conversion :
Ainsi, la rupture d’une mole de liaisons simples hydrogène-hydrogène nécessitera 432 kJ d’énergie. La quantité moyenne d’énergie nécessaire pour rompre une liaison donnée dans une mole de molécules gazeuses est appelée l’énergie de liaison (EL), ou enthalpie de liaison, et elle a généralement l’unité kJ/mol.
Définition : Énergie de liaison (EL)
L’énergie de liaison est la quantité d’énergie moyenne nécessaire pour rompre une liaison donnée dans une mole de particules gazeuses. On l’appelle également enthalpie de liaison.
La rupture de liaisons est un processus endothermique. Cela signifie que de l’énergie doit être fournie par l’environnement pour que les liaisons soient rompues.
Définition : Processus endothermique
Un processus endothermique est un processus qui absorbe de l’énergie de son environnement.
Comme la rupture d’une liaison est un processus endothermique, les énergies de liaison auront toujours une valeur positive indiquant que de l’énergie provenant de l’environnement doit être absorbée par le système. On peut souvent trouver des tableaux listant les énergies de liaison moyennes. On peut se servir de ces valeurs comme une approximation de la quantité d’énergie nécessaire pour rompre une mole de liaisons, mais il faut reconnaître que la valeur réelle peut varier légèrement en fonction des autres atomes dans la molécule.
| Liaison | Énergie de liaison moyenne (kJ/mol) | Liaison | Énergie de liaison moyenne (kJ/mol) |
|---|---|---|---|
| 432 | 887 | ||
| 386 | 485 | ||
| 459 | 327 | ||
| 656 | 285 | ||
| 428 | 167 | ||
| 362 | 418 | ||
| 411 | 942 | ||
| 346 | 466 | ||
| 602 | 626 | ||
| 835 | 142 | ||
| 358 | 494 | ||
| 799 | 155 | ||
| 1 072 | 240 | ||
| 305 | 148 | ||
| 615 |
Exemple 1: Définir l’énergie de liaison des molécules d’hydrogène
Les molécules d’hydrogène () ont une liaison simple . Cette liaison a une énergie de 432 kJ/mol. Qu’est-ce que cela signifie ?
- 432 kJ d’énergie sont nécessaires pour rompre une mole de liaisons .
- 432 kJ d’énergie sont nécessaires pour rompre chaque liaison .
- 432 kJ d’énergie sont libérés quand une mole de liaison est rompue.
- 432 kJ d’énergie sont libérés quand une liaison est rompue.
- 432 kJ d’énergie sont nécessaires pour former une mole de liaisons .
Réponse
L’énergie de liaison, ou enthalpie de liaison, est la quantité d’énergie nécessaire pour rompre un type particulier de liaison chimique. Cependant, la quantité d’énergie nécessaire pour rompre une liaison est très faible. Par conséquent, l’énergie de liaison est écrite en kilojoules par mole pour indiquer la quantité d’énergie nécessaire pour rompre une mole d’un type particulier de liaison. Dans cet exemple, 432 kJ sont nécessaires pour rompre une mole de liaisons simples hydrogène-hydrogène. La bonne réponse est le choix A.
La force d’une liaison donnée est quantifiée par l’énergie de liaison. En général, si on compare les liaisons entre des atomes qui restent les mêmes, les liaisons triples sont plus fortes que les liaisons doubles qui, à leur tour, sont plus fortes que les liaisons simples. Ainsi, l’énergie de liaison nécessaire pour rompre une triple liaison carbone-carbone est supérieure à l’énergie de liaison nécessaire pour rompre une double liaison carbone-carbone.
Remarquez que l’énergie de liaison nécessaire pour rompre une double liaison carbone-carbone n’est pas le double de l’énergie de liaison nécessaire pour rompre une simple liaison carbone-carbone. L’énergie de liaison n’est pas proportionnelle au nombre de liaisons.
De plus, lorsqu’on compare des liaisons du même type impliquant des éléments du même groupe du tableau périodique, la force de la liaison tend à diminuer lorsqu’on descend dans le groupe.
Il est important de reconnaître que les énergies de liaison indiquent la force d’un type particulier de force intramoléculaire (liaisons covalentes ou ioniques) dans une unité de molécule ou de formule. L’énergie de liaison ne représente pas l’intensité des forces intermoléculaires entre deux molécules. Ainsi, les énergies de liaison ne peuvent pas être utilisées pour expliquer des propriétés telles que le point de fusion et le point d’ébullition.
Exemple 2: Identifier des tendances de l’enthalpie de liaison
Lequel des halogénures d’hydrogène suivants a la plus petite enthalpie de liaison ?
Réponse
L’enthalpie de liaison, ou énergie de liaison, est la quantité d’énergie nécessaire pour rompre une mole d’un type particulier de liaison. Chacun de ces halogénures d’hydrogène est constitué d’un atome d’hydrogène lié à un atome d’halogène par une liaison simple. Lorsqu’un atome participe au même type de liaison avec des atomes du même groupe, l’enthalpie de liaison tend à diminuer à mesure que la taille de l’atome augmente (en descendant dans le groupe).
En regardant le tableau périodique, on peut voir que le fluor est au sommet du groupe des halogènes. Cela signifie que l’atome de fluor est le plus petit des atomes d’halogène, et l’enthalpie de liaison de la liaison hydrogène-fluor doit être la plus élevée des halogénures d’hydrogène. En descendant dans le groupe, on voit le chlore, le brome et l’iode. L’iode est près du bas du groupe des halogènes. Cela signifie qu’un atome d’iode est plus grand qu’un atome de fluor, de chlore ou de brome. Cela signifie également que l’enthalpie de la liaison hydrogène-iode doit être inférieure à celle de , ou . L’halogénure d’hydrogène avec la plus petite enthalpie de liaison est le choix A.
La formation d’une liaison libère la même quantité d’énergie que celle qui était nécessaire pour la rupture de la liaison. Par exemple, si 432 kJ sont nécessaires pour rompre une mole de liaisons hydrogène-hydrogène, cela signifie que 432 kJ sont libérés quand une mole de liaisons hydrogène–hydrogène se forme :
La formation d’une liaison est un processus exothermique. Cela signifie que de l’énergie est libérée dans l’environnement.
Définition : Processus exothermique
Un processus exothermique est un processus qui libère de l’énergie dans son environnement.
Au cours d’une réaction chimique, des liaisons dans les réactifs peuvent être rompues et de nouvelles liaisons peuvent être formées pour créer les produits. La quantité totale d’énergie nécessaire pour rompre les liaisons et la quantité totale d’énergie libérée lors de la formation des nouvelles liaisons ne seront probablement pas les mêmes. La différence entre l’énergie totale absorbée et l’énergie totale libérée est la variation d’enthalpie d’une réaction (). Ceci est représenté par l’équation suivante : où est la variation d’enthalpie et est la somme des énergies de liaison.
La variation d’enthalpie d’une réaction peut être représentée par , , ou . Lorsque le signe de est positif (), la réaction globale est endothermique. La réaction va absorber de l’énergie de l’environnement, et le récipient de réaction peut être froid au toucher. Lorsque le signe de est négatif , la réaction globale est exothermique. La réaction va libérer de l’énergie dans l’environnement, et le récipient de la réaction peut être chaud au toucher.
Considérons la réaction suivante :
Pour que la réaction se produise, deux liaisons simples hydrogène-hydrogène et une liaison double oxygène-oxygène doivent être rompues, et quatre liaisons simples oxygène-hydrogène doivent être formées.
On peut calculer la variation globale de l’enthalpie de la réaction si on connaît l’énergie de liaison pour chaque type de liaison.
| Liaison | Énergie de liaison (kJ/mol) |
|---|---|
| 432 | |
| 494 | |
| 459 |
Nous savons que deux liaisons simples hydrogène-hydrogène et une liaison double oxygène-oxygène ont été rompues. Nous pouvons utiliser les énergies de liaison dans l’équation de la variation d’enthalpie :
Nous savons aussi que quatre liaisons simples oxygène-hydrogène sont formées. Nous pouvons utiliser l’énergie de liaison correspondante dans l’équation : En faisant le calcul, nous trouvons la variation d’enthalpie de la réaction :
Le signe négatif indique que de l’énergie est libérée dans l’environnement et que la réaction est exothermique.
Exemple 3: Les variations d’énergie de liaison dans la réaction du gaz à l'eau
La réaction du gaz à l’eau est une source majeure d’hydrogène gazeux pour les processus industriels. Dans cette réaction, on fait réagir du monoxyde de carbone avec de la vapeur d’eau pour produire de l’hydrogène et du dioxyde de carbone :
Certaines énergies de liaisons sont indiquées dans le tableau ci-dessous. Calculez la variation totale d’énergie de liaison pour cette réaction, par mole d’hydrogène gazeux produit.
| Liaison | ||||||
|---|---|---|---|---|---|---|
| Énergie de liaison (kJ/mol) | 432 | 411 | 459 | 358 | 799 | 1 072 |
Réponse
Premièrement, nous devons nous assurer que l’équation chimique est équilibrée. Après avoir vérifié qu’il y a un atome de carbone, deux atomes d’oxygène, et deux atomes d’hydrogène des deux côtés de la réaction, nous devons ensuite déterminer la structure chimique de chaque espèce dans la réaction. Le monoxyde de carbone () contient une triple liaison carbone-oxygène. L’eau () possède deux liaisons simples hydrogène-oxygène. Le dioxyde de carbone () contient deux doubles liaisons carbone-oxygène. L’hydrogène gazeux () a une liaison simple hydrogène-hydrogène.
Pour calculer la variation totale d’énergie de liaison ou la variation d’enthalpie de la réaction (), nous pouvons utiliser l’équation suivante : où est la variation d’enthalpie de la réaction et est la somme des énergies de liaison. Les réactifs contiennent des liaisons qui seront rompues et les produits contiennent des liaisons qui seront formées. Dans cette réaction, une liaison et deux liaisons seront rompues :
Deux liaisons et une liaison seront formées :
Nous pouvons inclure les énergies de liaison appropriées dans l’équation, et déterminer la variation d’enthalpie de la réaction :
Le signe négatif indique que la réaction est globalement exothermique. La question nous demande la variation totale d’énergie de liaison par mole d’hydrogène gazeux. En regardant l’équation chimique équilibrée, on peut voir qu’une seule mole d’hydrogène gazeux est produite par cette réaction. Ainsi, les correspondent à la variation totale d’énergie de liaison pour cette réaction, par mole d’hydrogène gazeux.
On peut aussi utiliser l’énergie de liaison de certaines liaisons et la variation d’enthalpie de la réaction pour déterminer une énergie de liaison inconnue.
Exemple 4: Énergies de liaison du chlorométhane
Le chlorométhane est produit par la réaction du méthane () avec le chlore gazeux en présence de rayons UV. L’équation de cette réaction est donnée ci-dessous :
La réaction de 1,00 mol de méthane libère 104 kJ d’énergie. Les énergies de certaines liaisons présentes dans les réactifs et les produits sont données dans le tableau.
| Liaison | |||
|---|---|---|---|
| Énergie (kJ/mol) | 428 | 240 | 411 |
Calculez, au kilojoule par mole (kJ/mol) près, l’énergie de la liaison .
Réponse
Premièrement, nous devons nous assurer que l’équation chimique est équilibrée. Après avoir vérifié qu’il y a un atome de carbone, deux atomes de chlore et quatre atomes d’hydrogène des deux côtés de la réaction, nous pouvons continuer avec le problème.
Pour calculer l’énergie de liaison d’une liaison , on peut utiliser l’équation de la variation d’enthalpie : où est la variation d’enthalpie de réaction et est la somme des énergies de liaison.
On sait que la réaction libère 104 kJ d’énergie pour une mole de méthane. On peut réécrire cette information . Le signe négatif indique que de l’énergie est libérée. Cette valeur est la variation d’enthalpie de la réaction () et on peut l’insérer dans l’équation :
On peut voir, d’après l’équation de la réaction, qu’une liaison simple carbone-hydrogène et une liaison simple chlore-chlore doivent être rompues. On peut également voir qu’une liaison simple carbone-chlore et une liaison simple hydrogène-chlore doivent être formées.
L’ajout de ces informations à l’équation nous donne
On peut remplacer les énergies de liaison connues dans l’équation et la réorganiser pour déterminer l’énergie de la liaison :
L’énergie de liaison de la liaison est de 327 kJ/mol.
Un diagramme énergétique de la réaction peut être utilisé pour représenter ou déterminer la variation d’enthalpie d’une réaction. Voici un diagramme énergétique de la réaction de l’hydrogène avec l’oxygène pour former de l’eau :
Dans le diagramme énergétique d’une réaction, les réactifs sont illustrés à gauche et les produits à droite. Entre les réactifs et les produits, on voit les atomes séparés au sommet du graphique. Le pic représente un état intermédiaire qui existe après la rupture des liaisons dans les réactifs, mais avant la formation des liaisons dans les produits. La différence d’énergie entre les réactifs et l’intermédiaire correspond à l’énergie totale des liaisons rompues. La différence d’énergie entre l’intermédiaire et les produits correspond à l’énergie totale des liaisons formées. La différence d’énergie entre les réactifs et les produits est la variation d’enthalpie.
Dans une réaction exothermique, l’énergie des produits est inférieure à l’énergie des réactifs. Dans une réaction endothermique, représentée par le diagramme énergétique ci-dessous, l’énergie des produits est supérieure à l’énergie des réactifs :
Exemple 5: Interpréter le diagramme énergétique d’une réaction
Dans lequel des diagrammes énergétiques suivants l’énergie nécessaire pour rompre les liaisons chimiques est-elle la plus élevée ?
Réponse
Dans le diagramme énergétique d’une réaction, la ligne la plus à gauche représente les réactifs et la ligne la plus à droite représente les produits. Le pic du graphique représente un état intermédiaire après la rupture des liaisons dans les réactifs, mais avant la formation des liaisons dans les produits.
La différence d’énergie entre les réactifs et l’intermédiaire représente l’énergie nécessaire pour rompre les liaisons impliquées dans la réaction. La différence d’énergie entre l’intermédiaire et les produits représente l’énergie libérée lors de la formation des nouvelles liaisons. La différence d’énergie entre les réactifs et les produits correspond à la variation d’enthalpie de la réaction ().
Nous devons identifier le graphique dans lequel l’énergie nécessaire pour rompre les liaisons chimiques est la plus élevée. Ce graphique aura la plus grande différence entre l’énergie des réactifs et l’énergie de l’intermédiaire. Dans les quatre graphiques, les réactifs ont la même énergie de départ, mais c’est dans la courbe a que le pic de l’intermédiaire est le plus haut.
Cela signifie que c’est la courbe a qui présente la plus grande différence d’énergie entre les réactifs et l’intermédiaire. Le graphique avec la plus grande énergie nécessaire pour rompre les liaisons chimiques est le graphique a.
Points clés
- L’énergie nécessaire pour rompre une mole d’un type particulier de liaison est appelée énergie de liaison (EL) et elle a kJ/mol pour unité.
- La rupture des liaisons est un processus endothermique, tandis que la formation des liaisons est un processus exothermique.
- En général, les liaisons triples ont une énergie plus élevée que les liaisons doubles, qui ont une énergie plus élevée que les liaisons simples.
- La variation d’enthalpie d’une réaction () peut être calculée à l’aide de l’équation suivante :
- Quand est positif, la réaction globale est endothermique, et quand est négatif, la réaction globale est exothermique.
- On peut utiliser le diagramme énergétique d’une réaction pour représenter l’énergie nécessaire à la rupture de liaisons, l’énergie libérée lors de la formation de liaisons, et la variation d’enthalpie d’une réaction.
