Énergie de liaison et enthalpie de réaction

Introduction

Toute réaction chimique s'accompagne d'échanges d'énergie avec le milieu extérieur : certaines réactions dégagent de la chaleur (combustions, neutralisations), d'autres en absorbent (décomposition thermique). Comprendre l'origine de ces échanges nécessite de s'intéresser aux liaisons chimiques et à l'énergie qu'elles stockent. En Première, on apprend à relier l'énergie de liaison à l'enthalpie de réaction et à utiliser la loi de Hess pour calculer l'énergie échangée lors d'une transformation chimique.

Section 1 — Énergie de liaison

Définition

L'énergie de liaison (notée $E_l$ ou $D$) est l'énergie qu'il faut fournir pour rompre une mole de liaisons covalentes entre deux atomes à l'état gazeux. Elle s'exprime en kJ·mol$^{-1}$ et est toujours positive : rompre une liaison nécessite un apport d'énergie.

Inversement, former une liaison covalente libère une énergie égale à $E_l$ : c'est un processus exothermique.

Valeurs de référence

Les énergies de liaison dépendent de la nature des atomes et du type de liaison (simple, double, triple) :

Liaison	$E_l$ (kJ·mol$^{-1}$)
$C-H$	413
$C-C$	347
$C=C$	614
$C \equiv C$	839
$O-H$	463
$O=O$	498
$C=O$	799
$C-O$	358
$N \equiv N$	945
$H-H$	436

Observations importantes :

• Plus la liaison est multiple, plus $E_l$ est élevée : $E_l(C \equiv C) > E_l(C=C) > E_l(C-C)$.
• Plus $E_l$ est grande, plus la liaison est stable et difficile à rompre.
• Ces valeurs sont des moyennes : l'énergie exacte dépend de l'environnement moléculaire.

Section 2 — Enthalpie de réaction

Définition et formule

L'enthalpie de réaction $\Delta_r H$ (ou simplement $\Delta H$) mesure l'énergie thermique échangée au cours d'une réaction chimique à pression constante. Elle se calcule à partir des énergies de liaison :

$$\Delta_r H = \sum E_l(\text{liaisons rompues}) - \sum E_l(\text{liaisons formées})$$

Interprétation :

• La rupture des liaisons des réactifs consomme de l'énergie (terme positif)
• La formation des liaisons des produits libère de l'énergie (terme négatif dans le bilan)
• Le signe de $\Delta_r H$ dépend du bilan entre ces deux contributions

Réactions exothermiques et endothermiques

• Si $\Delta_r H < 0$ : les liaisons formées sont plus fortes que celles rompues → la réaction libère de l'énergie sous forme de chaleur. C'est une réaction exothermique.
• Si $\Delta_r H > 0$ : les liaisons rompues sont plus fortes que celles formées → la réaction absorbe de l'énergie. C'est une réaction endothermique.

Exemple de calcul : combustion du méthane

$$CH_4 + 2O_2 \to CO_2 + 2H_2O$$

Liaisons rompues (réactifs) :

• 4 liaisons $C-H$ dans $CH_4$ : $4 \times 413 = 1\,652$ kJ/mol
• 2 liaisons $O=O$ dans $2O_2$ : $2 \times 498 = 996$ kJ/mol
• Total rompues : $1\,652 + 996 = 2\,648$ kJ/mol

Liaisons formées (produits) :

• 2 liaisons $C=O$ dans $CO_2$ : $2 \times 799 = 1\,598$ kJ/mol
• 4 liaisons $O-H$ dans $2H_2O$ : $4 \times 463 = 1\,852$ kJ/mol
• Total formées : $1\,598 + 1\,852 = 3\,450$ kJ/mol

Bilan :

$$\Delta_r H = 2\,648 - 3\,450 = -802 \text{ kJ/mol}$$

$\Delta_r H < 0$ : la combustion du méthane est bien exothermique, ce qui est cohérent avec l'utilisation du gaz naturel comme source de chaleur.

Section 3 — Loi de Hess et applications

Énoncé de la loi de Hess

La loi de Hess (1840) stipule que l'enthalpie d'une réaction ne dépend que de l'état initial et de l'état final, pas du chemin suivi. Par conséquent, si une réaction peut être décomposée en plusieurs étapes successives, l'enthalpie globale est la somme des enthalpies de chaque étape :

$$\Delta_r H_{\text{global}} = \Delta_r H_1 + \Delta_r H_2 + \cdots + \Delta_r H_n$$

Application : calcul indirect

Lorsqu'une réaction est difficile à réaliser directement, la loi de Hess permet de calculer son enthalpie à partir de réactions intermédiaires connues.

Exemple : On souhaite calculer $\Delta_r H$ de la réaction :

$$C(s) + \frac{1}{2}O_2(g) \to CO(g)$$

On connaît :

• Réaction (1) : $C(s) + O_2(g) \to CO_2(g)$, $\Delta_r H_1 = -393$ kJ/mol
• Réaction (2) : $CO(g) + \frac{1}{2}O_2(g) \to CO_2(g)$, $\Delta_r H_2 = -283$ kJ/mol

La réaction cible = réaction (1) - réaction (2) :

$$\Delta_r H = \Delta_r H_1 - \Delta_r H_2 = -393 - (-283) = -110 \text{ kJ/mol}$$

La formation du monoxyde de carbone est exothermique ($-110$ kJ/mol).

À retenir

• L'énergie de liaison $E_l$ est l'énergie (en kJ/mol) nécessaire pour rompre une liaison covalente ; elle est toujours positive.
• Former une liaison libère de l'énergie ; rompre une liaison consomme de l'énergie.
• $\Delta_r H = \sum E_l(\text{rompues}) - \sum E_l(\text{formées})$ : négatif si exothermique, positif si endothermique.
• La loi de Hess permet de calculer l'enthalpie d'une réaction à partir d'étapes intermédiaires.
• Liaisons clés à connaître : $C-H$ (413), $O-H$ (463), $O=O$ (498), $C=O$ (799 kJ/mol).

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