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Vidéo de la leçon : Énergie de liaison Chimie

Dans cette leçon, nous allons apprendre comment décrire l'énergie de liaison, et comment utiliser les variations nettes de l’énergie de liaison au cours d'une réaction pour calculer l'énergie de liaison des réactifs et des produits.

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Transcription de vidéo

Dans cette leçon, nous allons apprendre comment décrire l'énergie de liaison, et comment utiliser les variations nettes de l’énergie de liaison au cours d'une réaction pour calculer l'énergie de liaison des réactifs et des produits.

Alors tout d’abord, un bref récapitulatif. Qu’est-ce qu’une liaison chimique ? Une liaison chimique est une attraction forte et stable entre deux objets à l’échelle atomique. Mais ‘’forte et stable’’, c’est un peu difficile à définir. Mais on parle en général d’interactions électron-proton qui se produisent lorsque l’électron est situé autour d’un noyau, de liaison covalente entre deux atomes, d’attraction entre des ions de charge opposée, et d’attraction entre des ions et des électrons délocalisés. Les forces d’attraction peuvent être faibles, comme les forces de dispersion de London entre des molécules. Mais en général, on ne parle pas de ce type d’interaction quand on parle de liaisons chimiques.

On considère généralement comme acquise l’attraction entre les électrons et les noyaux, ce qui donne les liaisons covalentes, les liaisons ioniques et les liaisons métalliques. Tout cela implique une sorte d’attraction entre les électrons et les noyaux des atomes ou des ions. Une liaison chimique n’est pas comme une barre physique qui relierait des objets. C’est juste le nom qu’on utilise quand on constate qu’il faut de l’énergie pour séparer ces objets. Vous pouvez assimiler l’énergie de liaison à l’énergie nécessaire pour soulever un livre au-dessus de votre tête. Le livre est parfaitement stable sur le sol où il se trouve. Mais si vous faites un certain effort pour le soulever, il se séparera du sol et restera au-dessus de votre tête. Nous pourrions appeler cela l’énergie du soulèvement du livre.

Mais que se passe-t-il si vous le lâchez ? Il retombera naturellement. C’est parce qu’il y a une force d’attraction entre le livre et la Terre. En tombant, le livre réchauffera l’air, et il réchauffera aussi le sol en le heurtant avec un bruit sourd. La quantité totale d’énergie libérée sera la même que l’énergie de soulèvement du livre. Ce qui se passe avec une liaison chimique est similaire. Ici, nous avons deux ions côte à côte. L’un est chargé positivement et l’autre est chargé négativement. Comme ils ont des charges opposées, il y a une force d’attraction entre ces deux ions.

S’ils sont déjà liés entre eux, il faut de l’énergie pour les séparer. Cela pourrait être de l’énergie thermique. Ou de l’énergie lumineuse. Cela n’a pas vraiment d’importance. Ce qui nous importe, c’est la quantité. Ainsi, nous pouvons introduire cette énergie, séparer nos deux lignes et convertir cette énergie en énergie potentielle chimique. Ainsi, l’énergie de liaison est un terme général pour décrire la quantité d’énergie nécessaire pour rompre la liaison, pour séparer les objets qui sont liés. Mais nous pouvons aussi inverser la situation et laisser nos ions se remettre ensemble. La formation d’une liaison libère d’autres types d’énergie comme l’énergie thermique, lumineuse ou sonore. Et l’énergie de liaison est aussi égale à l’énergie libérée quand la liaison se forme.

Rappelez-vous que l’énergie de liaison est toujours une quantité positive d’énergie. On ne parle d’énergie de liaison négative que lorsqu’on regarde la direction que prend l’énergie. Mais nous y reviendrons plus tard. La formation d’une liaison chimique libère une minuscule quantité d’énergie. Quand deux atomes d’azote se réunissent pour former une triple liaison azote-azote, alors seulement 0,00000000000000000156 joules d’énergie est libéré dans l’environnement. Il est donc beaucoup plus facile d’exprimer une énergie de liaison, ou enthalpie de liaison, par mole de liaisons. Si on prend une mole d’azote gazeux et qu’on brise les liaisons de toutes les molécules, il faudra environ 942000 joules pour faire le travail. Ce qu’on obtient à la fin, ce sont deux moles d’atomes d’azote. Rappelez-vous qu’une mole d’atomes, c’est un nombre d’atome égal au nombre d’Avogadro, qui est d’environ 6,022 fois 10 puissance 23.

Pour en revenir à notre énergie de liaison, nous avons une énergie de liaison pour la triple liaison azote-azote de 942000 joules par mole. Mais c’est un peu compliqué à dire. Donc, au lieu d’utiliser des joules par mole, on utilise des kilojoules par mole. Cette unité est idéale pour la grande majorité des liaisons dont les énergies sont comprises entre 50 et 1000 kilojoules par mole. Vous entendrez souvent parler de force de liaison lorsqu’il sera question de liaisons et d’énergie de liaison. C’est assez simple : plus l’énergie nécessaire pour rompre une liaison chimique est grande, plus la liaison est forte. Donc, plus l’énergie de liaison est élevée, plus la liaison est forte. Examinons quelques liaisons et comparons leurs forces. À partir de maintenant, lorsque nous examinerons l’énergie nécessaire pour séparer des composants, nous nous en tiendrons à la définition traditionnelle de l’énergie de liaison.

Les atomes d’hydrogène ont tendance à former des molécules d’hydrogène contenant une liaison covalente simple hydrogène-hydrogène. L’énergie de liaison pour cette liaison est de 432 kilojoules par mole. Cela signifie que pour séparer une mole de molécules d’hydrogène en deux moles d’atomes d’hydrogène, nous devons injecter 432 kilojoules d’énergie. Une molécule d’oxygène est constituée de deux atomes d’oxygène liés par une liaison covalente double. Cette liaison est environ 15 pour cent plus forte que la liaison hydrogène-hydrogène. Et puis nous avons la molécule d’azote constituée de deux atomes d’azote liés par une liaison covalente triple. Cette liaison est deux fois plus forte qu’une simple liaison hydrogène-hydrogène.

Peut-être avez-vous remarqué ici une tendance : la liaison triple azote-azote est plus forte que la liaison double oxygène-oxygène, qui est plus forte que la liaison simple hydrogène-hydrogène. Vous pourriez peut-être penser que cette tendance est toujours vraie : que toutes les liaisons triples sont plus fortes que toutes les liaisons doubles et que toutes les liaisons doubles sont plus fortes que toutes les liaisons simples. Ce n’est pas toujours vrai, mais ça l’est dans de très nombreux cas. Une exception par exemple : une liaison simple hydrogène-hydrogène est en fait plus forte qu’une liaison double azote-azote. Mais si on ne change pas d’atomes et qu’on change juste le nombre de liaisons, ce sera toujours vrai, bien sûr en supposant que cette liaison peut bien se former.

Examinons les liaisons simples, doubles et triples entre des atomes de carbone. Gardez en tête que le carbone a normalement quatre liaisons, pour que ces liaisons puissent former de plus grandes molécules. L’énergie de liaison habituelle d’une liaison simple carbone-carbone est de 346 kilojoules par mole. L’énergie de liaison molaire de la liaison double carbone-carbone est environ le double de celle d’une simple liaison. Et l’énergie de liaison de la triple liaison est environ 2,5 fois celle de la simple liaison. Donc, en gardant les mêmes atomes, une liaison simple est plus faible qu’une liaison double qui est plus faible qu’une liaison triple.

Comment tout cela s’applique-t-il aux réactions ? En général, lorsque des réactifs se transforment en produits, des liaisons doivent être rompues dans les réactifs, et de nouvelles liaisons se forment lors de la formation des produits. Par exemple, quand on fait réagir de l’hydrogène avec du chlore gazeux, on brise les liaisons simples hydrogène-hydrogène et chlore-chlore. En général, on doit apporter de l’énergie pour rompre ces liaisons, on ajoute de l’énergie au système. Notre produit est le chlorure d’hydrogène qui contient une liaison simple hydrogène-chlore. On obtient deux molécules de ce dernier à partir d’une molécule d’hydrogène et d’une molécule de chlore. De l’énergie est libérée lorsque les liaisons se forment dans les produits. C’est de l’énergie qui sort du système.

Pour suivre l’énergie qui entre et qui sort, on peut utiliser les signes plus et moins. L’énergie qui entre augmente l’énergie du système : le changement d’énergie est donc positif. L’énergie libérée suite à la formation de liaisons signifie que l’énergie quitte le système, donc la variation d’énergie est négative. De manière isolée, on peut décrire la rupture de liaisons comme un processus endothermique, car l’énergie vient de l’environnement et entre dans le système, tandis que la formation de liaisons implique la libération d’énergie dans l’environnement. Il s’agit là d’un processus exothermique. C’est la différence entre les deux qui fera que la réaction sera endothermique ou exothermique dans son ensemble.

Si on connaît la force des liaisons dans les réactifs et les produits, on peut prévoir si la réaction sera exothermique ou endothermique. Si les liaisons dans les réactifs sont plus fortes que les liaisons dans les produits, on aura moins d’énergie sortante que d’énergie entrante. La réaction pourra tout de même se produire, mais de l’énergie devra être puisée dans l’environnement qui, en général, se refroidira lorsque la réaction aura lieu. À l’inverse, si les liaisons dans les produits sont plus fortes que les liaisons dans les réactifs, on aura plus d’énergie qui sort que d’énergie qui entre, et on aura une réaction exothermique. Alors regardons les détails de notre exemple où l’hydrogène et le chlore réagissent pour produire du chlorure d’hydrogène.

L’énergie de la liaison hydrogène-hydrogène est de 432 kilojoules par mole. La liaison simple chlore-chlore est un peu plus faible, avec seulement 240 kilojoules par mole. Et l’énergie de liaison pour HCl est de 428 kilojoules par mole. L’énergie totale requise par mole de réactifs est de 672 kilojoules par mole. Et le total par mole de produits est de 856, ce qui est le double de l’énergie de liaison molaire pour le chlorure d’hydrogène. L’énergie libérée lorsque se forment les liaisons dans les produits est supérieure à l’énergie nécessaire pour rompre les liaisons dans les réactifs. Nous avons donc affaire à une réaction exothermique.

On peut calculer la variation totale de l’énergie, ou enthalpie, en prenant l’énergie totale des liaisons des réactifs, qui est l’énergie que nous devons introduire, et en soustrayant l’énergie libérée lors de la formation des liaisons dans les produits. Dans ce cas, la différence d’énergie de liaison entre les réactifs et les produits est de 184 kilojoules par mole. Nous avons affaire à une réaction exothermique, donc avec de l’énergie qui quitte le système. Mais juste un instant, mettons de côté le terme énergie et parlons d’enthalpie.

On peut considérer l’enthalpie comme l’énergie du système auquel nous avons affaire. Il est parfois plus facile de parler d’enthalpie que d’énergie parce qu’on sait qu’on parle aussi d’une direction. Si de l’énergie quitte le système, alors le changement d’enthalpie est négatif. Et si de l’énergie entre dans le système, le changement d’enthalpie est positif. Nous pouvons donc simplement remplacer énergie par enthalpie. On a des enthalpies de liaison, et la variation d’enthalpie de la réaction est égale à l’enthalpie de liaison totale des réactifs moins l’enthalpie de liaison totale des produits. Avec cet exemple, nous avons déjà expliqué comment calculer l’enthalpie inconnue d’une réaction en utilisant des enthalpies de liaison connues.

Nous avons calculé l’enthalpie de liaison totale des réactifs et des produits et soustrait l’énergie libérée par la formation de liaisons de l’énergie requise par la rupture de liaisons. La variation d’enthalpie de la réaction est de moins 184 kilojoules par mole. Nous avons affaire à une réaction exothermique. Mais qu’en est-il si nous ne connaissons pas l’une des enthalpies de liaison ? Imaginons que nous ne connaissons pas l’enthalpie de liaison pour la liaison simple hydrogène-chlore. Disons que nous connaissons seulement la variation d’enthalpie de la réaction, l’enthalpie de liaison de la liaison simple hydrogène-hydrogène, et l’enthalpie de liaison de la liaison simple chlore-chlore. Pour notre recherche de l’enthalpie de de la liaison simple hydrogène-chlore, je vais appeler celle-ci 𝑥.

J’ai donc remplacé dans notre équation le changement d’enthalpie dû à la réaction. Ici, j’omets les unités pour que les choses soient plus claires. L’énergie de liaison totale des réactifs est composée de l’enthalpie de liaison hydrogène-hydrogène et de l’enthalpie de liaison chlore-chlore. Et l’enthalpie de liaison totale de nos produits est le double de l’enthalpie de liaison de la liaison simple hydrogène-chlore. Réorganisons l’équation en ajoutant 184 des deux côtés. Ensuite, ajoutons deux 𝑥 des deux côtés pour avoir le 𝑥 sur le côté gauche. On obtient alors deux 𝑥 est égal à 672 plus 184, ce qui fait 856. Et en divisant par deux, on obtient l’enthalpie de liaison de la liaison simple hydrogène-chlore, 428 kilojoules par mole.

En effectuant des calculs comme celui-ci, il est essentiel de garder un œil sur les coefficients stœchiométriques pour ne pas se retrouver par exemple avec la moitié ou le double de la valeur de l’enthalpie de liaison recherchée. Si cela vous aide, vous pouvez écrire individuellement chaque liaison, puis additionner les inconnues. À présent, mettons tout cela en pratique.

La molécule diatomique de phosphore, P2, contient une liaison triple. La molécule est très instable, et se convertit rapidement en molécules ne contenant que des liaisons simples, comme la molécule de forme pyramidale P4. On nous donne l’équation de cette réaction. Cette réaction est très exothermique. Combien y a-t-il de liaisons simples dans la molécule P4 ?

On nous présente la molécule diatomique, une molécule contenant deux atomes de phosphore, ce qui signifie que les deux atomes sont des atomes de phosphore. Dans cette molécule, il y a une liaison triple, ce qui signifie que les deux atomes de phosphore partagent six électrons. On nous a donné une équation où nous voyons deux de ces molécules P2 réagir pour former une molécule P4. Et on nous a dit que cette réaction était hautement exothermique, ce qui veut dire qu’il y a beaucoup plus d’énergie libérée que d’énergie absorbée lors de cette réaction.

La première question est assez simple. Il suffit de compter le nombre de liaisons simples dans une molécule P4. En comptant depuis l’avant, chaque atome de phosphore a trois liaisons avec les autres atomes de phosphore. En faisant attention à ne pas compter la même liaison deux fois, nous voyons qu’il y a au total six liaisons simples uniques. Pour la partie suivante, je vais résumer certaines informations, car elles ne sont pas toutes essentielles pour répondre. Nous avons donc affaire à la réaction de deux molécules P2 qui réagissent pour former une molécule P4. C’est une réaction très exothermique.

Pourquoi la conversion de P2 en P4 est-elle exothermique ?

L’explication et la compréhension complète de la raison pour laquelle cette réaction est exothermique vont au-delà du cadre de cette vidéo. Mais nous pouvons utiliser quelques principes simples pour nous pencher sur la question. Quand nous parlons d’énergie et de réactions, nous devons nous rappeler que la rupture d’une liaison nécessite de l’énergie et que la formation d’une liaison libère de l’énergie. Une réaction exothermique libère plus d’énergie qu’elle n’absorbe. Dans ce cas, nous savons avec certitude que l’énergie de liaison totale de notre produit, la molécule P4, est supérieure à l’énergie de liaison totale de nos deux molécules P2. Nous pouvons donc répondre que la raison pour laquelle la conversion de P2 en P4 est exothermique, est que deux liaisons triples phosphore-phosphore sont plus faibles que six liaisons simples phosphore-phosphore.

Nous pouvons simplifier un peu et dire qu’une liaison triple phosphore-phosphore est plus faible que trois liaisons simples phosphore-phosphore. Je vais garder ces informations pour la prochaine partie.

Quel diagramme à barres illustre la différence d’énergie de liaison entre les liaisons simples et triples du phosphore ?

Récapitulons ce que nous savons déjà. Pour les liaisons covalentes entre deux atomes, une liaison triple est plus forte qu’une liaison double, elle-même plus forte qu’une liaison simple. Chaque diagramme présente une énergie de liaison pour la simple liaison et pour la triple liaison. Plus la barre est haute, plus la liaison est forte. Les diagrammes à barres (C) et (E) ont tous deux des barres plus élevées pour la liaison simple PP, ils ne peuvent donc pas être corrects. Et en regardant le diagramme à barres (B), on voit qu’une des informations apprises précédemment est ici fausse. La force de la liaison triple PP est beaucoup plus grande que trois fois la force de la liaison simple PP. Ceci n’est donc pas non plus correct.

Il ne nous reste plus que (A) et (D), où la différence entre l’énergie de la liaison triple PP et l’énergie de la liaison simple PP est beaucoup plus importante dans le diagramme (A). Cette différence est trop petite dans le diagramme à barres (D). Il n’y a que (A) qui représente à peu près la relation attendue entre les forces d’une liaison simple et d’une liaison triple.

Terminons avec les points clés. L’énergie de liaison est l’énergie nécessaire pour rompre une liaison, et elle est généralement donnée en kilojoules par mole. Et plus la liaison est forte, plus l’énergie de liaison est élevée. Les liaisons covalentes triples sont plus fortes que les liaisons doubles équivalentes, elles-mêmes plus fortes que les liaisons simples équivalentes. On peut calculer l’enthalpie de réaction en prenant l’énergie de liaison totale des réactifs et en soustrayant l’énergie de liaison totale des produits. La rupture de liaisons est endothermique, et la formation de liaisons est exothermique.

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