Calculateur d'enthalpie de liaison

Résultats

Estimation grossière pour les réactions en phase gazeuse : les énergies de liaison moyennes ignorent l'environnement de chaque liaison. Attendez-vous à des écarts de quelques dizaines de kJ/mol par rapport à un calcul avec les enthalpies de formation.

Comment utiliser le calculateur d'enthalpie de liaison

1. 1. Dessinez les structures. Écrivez la structure de Lewis de chaque réactif et de chaque produit pour voir chaque liaison. L'outil ne devine pas les structures à partir des formules, car une même formule peut correspondre à des liaisons différentes.
2. 2. Listez les liaisons rompues et formées. Saisissez-les dans les deux zones — 4 C–H, 2 O=O — en en comptant une par molécule de l'équation équilibrée. Utilisez - pour une liaison simple, = pour une double et ≡ pour une triple. Vous pouvez aussi appuyer sur « + rompue » ou « + formée » dans le tableau, ou choisir l'une des réactions d'exemple.
3. 3. Vérifiez la liste. Une liaison absente du tableau est signalée par son nom. Les liaisons qui apparaissent à l'identique des deux côtés peuvent être omises : elles s'annulent.
4. 4. Lisez ΔH. La réponse est Σ rompues − Σ formées, avec les deux sommes, le sous-total de chaque liaison et le calcul. Un ΔH négatif signifie que la réaction est exothermique.

La méthode

Rompre une liaison absorbe de l'énergie, et en former une en libère. Si les liaisons rompues dans les réactifs coûtent plus d'énergie que ne rendent les liaisons formées dans les produits, la réaction absorbe globalement de la chaleur. Écrit sous forme d'équation, avec D pour l'énergie de liaison moyenne :

ΔH ≈ Σ D(liaisons rompues) − Σ D(liaisons formées)

ΔH < 0 : exothermique.  ΔH > 0 : endothermique.

kJ par mole de réaction telle qu'écrite ; 1 kcal = 4,184 kJ

La convention de signe est celle qui surprend le plus : les énergies de liaison sont des nombres positifs, et la somme des produits est soustraite. N'écrivez pas ΔH = Σ produits − Σ réactifs ici, car c'est la règle des enthalpies de formation. Utilisez celle qui correspond aux données dont vous disposez, et ne les mélangez pas dans un même calcul.

Exemple détaillé : combustion du méthane

Pour CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g), le méthane comporte quatre liaisons C–H, chaque O₂ une liaison O=O, le dioxyde de carbone deux liaisons C=O et chaque eau deux liaisons O–H. Avec les valeurs moyennes du tableau :

• Rompues : 4 × 415 (C–H) + 2 × 498 (O=O) = 1660 + 996 = 2656 kJ
• Formées : 2 × 741 (C=O) + 4 × 464 (O–H) = 1482 + 1856 = 3338 kJ
• ΔH ≈ 2656 − 3338 = −682 kJ par mole de CH₄ brûlé

Pourquoi le résultat diffère de celui des enthalpies de formation

• Une énergie de liaison est une moyenne. La liaison C–H du méthane n'est pas la même que la liaison C–H de l'éthanol ou du benzène. Le tableau donne une valeur unique, prise sur de nombreux composés, donc chaque molécule s'en écarte un peu. Le C=O de 741 kJ/mol convient aux aldéhydes et aux cétones, alors que les liaisons C=O du CO₂, d'environ 799 kJ/mol, sont plus fortes. Cette seule différence explique l'essentiel de l'écart dans l'exemple ci-dessus.
• Elle ne concerne que les gaz. Les énergies de liaison se rapportent à des molécules gazeuses isolées : la réponse est donc la variation d'enthalpie en phase gazeuse. Si un produit est de l'eau liquide, il faut ajouter l'enthalpie de condensation, d'environ −44,0 kJ par mole de H₂O (285,8 − 241,8 d'après les valeurs de formation du CRC).
• Elle ne voit ni la délocalisation ni la tension de cycle. La résonance dans le benzène ou le carbonate, la tension des cycles et les liaisons hydrogène rendent les molécules réelles plus ou moins stables que ne le suggère la somme de leurs liaisons.
• Les enthalpies de formation sont mesurées sur les composés réels. ΔH°_rxn = ΣΔH°_f(produits) − ΣΔH°_f(réactifs) utilise des valeurs tabulées réelles à 298 K : c'est donc la meilleure réponse dès que les données existent. Utilisez les énergies de liaison lorsqu'elles manquent, ou pour voir quelles liaisons déterminent la variation d'énergie. Le Enthalpy of Reaction Calculator effectue le calcul par les enthalpies de formation.

Questions fréquentes

Comment calculer ΔH à partir des enthalpies de liaison ?

Additionnez l'énergie nécessaire pour rompre chaque liaison des réactifs, additionnez l'énergie libérée par la formation de chaque liaison des produits, puis soustrayez : ΔH ≈ Σ D(rompues) − Σ D(formées). Comptez chaque liaison une fois par molécule dans l'équation équilibrée. Pour H₂ + Cl₂ → 2 HCl, cela donne (436 + 243) − 2(432) = −185 kJ.

Pourquoi la rupture d'une liaison est-elle endothermique et sa formation exothermique ?

Les atomes d'une liaison se trouvent à un niveau d'énergie plus bas que s'ils étaient séparés : les séparer demande de l'énergie, et la formation de la liaison restitue cette énergie. La même quantité intervient dans les deux sens, c'est pourquoi les énergies de liaison sont données en nombres positifs pour la rupture.

Pourquoi ma réponse par énergies de liaison ne correspond-elle pas à celle des enthalpies de formation ?

Les énergies de liaison sont des moyennes pour des liaisons en phase gazeuse : elles ignorent l'environnement particulier de chaque molécule et ne tiennent pas compte des liquides, de la résonance ni des tensions. Des écarts de quelques dizaines de kJ/mol sont normaux. Considérez le résultat par enthalpies de formation comme le plus exact lorsque vous disposez des données.

Faut-il lister toutes les liaisons des molécules ?

Seulement celles qui changent. Les liaisons identiques dans un réactif et dans un produit figurent dans les deux sommes et s'annulent. Pour C₂H₄ + H₂ → C₂H₆, vous pouvez ne lister que C=C et H–H rompues ainsi que C–C et deux C–H formées : la réponse, −128 kJ, est la même qu'en comptant toutes les liaisons.

Comment compter les liaisons dans une double liaison comme O=O ou C=C ?

Une double liaison est une seule liaison, d'énergie propre et plus élevée : saisissez-la comme un seul élément. O=O vaut 498 kJ/mol, et non deux liaisons O–O. Les triples liaisons se traitent de la même façon : N≡N vaut 946 kJ/mol.

Peut-on utiliser les enthalpies de liaison pour des réactions impliquant des liquides ou des solides ?

Seulement après avoir tout ramené à l'état gazeux. Ajoutez l'enthalpie de vaporisation ou de sublimation de chaque espèce qui n'est pas gazeuse, et prenez le résultat avec une grande prudence. Pour les réactions en solution, les enthalpies de formation ou la calorimétrie constituent la voie fiable.