Les énergies de liaison

Que faire si la table ne contient pas l'enthalpie de formation d'une molécule ? C'est le cas pour un composé nouveau, ou pour une estimation rapide sur un coin de feuille. On peut alors raisonner sur les liaisons. Une réaction casse certaines liaisons et en forme d'autres. Casser une liaison demande toujours de l'énergie. En former une en libère toujours. Si les liaisons formées sont plus fortes que celles qui sont cassées, la réaction est exothermique. Cette méthode donne une estimation, pas une valeur exacte, et elle ne s'applique proprement qu'aux espèces à l'état gazeux.

L'énergie de liaison est l'énergie qu'il faut fournir pour casser une mole de liaisons, toutes les espèces étant gazeuses. Pour les molécules à deux atomes, elle se calcule à partir des tables. Le CODATA donne l'enthalpie de formation de l'atome d'hydrogène gazeux : environ 218 kilojoules par mole. Casser une mole de dihydrogène donne deux moles d'atomes, donc la liaison entre les deux hydrogènes vaut environ 436. Avec le même raisonnement, tu trouves environ 498 pour la double liaison du dioxygène, et environ 945 pour la triple liaison du diazote. Cette liaison très forte explique pourquoi l'azote de l'air réagit si difficilement.

Dans une molécule à plusieurs atomes, une même liaison n'a pas partout la même énergie : on prend des moyennes. Avec les atomes gazeux du CODATA et l'enthalpie de formation du méthane publiée par le NIST, la liaison carbone hydrogène vaut environ 415 kilojoules par mole, la liaison oxygène hydrogène de l'eau environ 463, et la liaison azote hydrogène de l'ammoniac environ 391. La liaison carbone carbone vaut environ 330 si tu la tires de l'éthane, et environ 338 si tu la tires du butane ; les manuels donnent souvent une moyenne vers 345. Attention à la double liaison carbone oxygène : dans le dioxyde de carbone, elle vaut environ 804, contre une moyenne d'environ 745 dans les autres molécules.

La formule est simple : l'enthalpie de réaction est à peu près égale à la somme des énergies des liaisons rompues, moins la somme des énergies des liaisons formées. L'ordre compte : les liaisons rompues, qui coûtent, sont comptées en positif. Pour ne rien oublier, dessine la formule développée de chaque molécule et compte les liaisons une par une. Le butane, par exemple, contient trois liaisons carbone carbone et dix liaisons carbone hydrogène. Vérifie enfin que tout est à l'état gazeux. Si l'eau doit finir liquide, ajoute son enthalpie de condensation, environ moins 44 kilojoules par mole.

Essayons sur la synthèse de l'ammoniac. On casse une triple liaison du diazote et trois liaisons du dihydrogène : environ 945 plus trois fois 436, soit 2253 kilojoules. On forme deux molécules d'ammoniac, donc six liaisons azote hydrogène : six fois 391, soit 2346. L'enthalpie estimée vaut 2253 moins 2346, soit environ moins 93 kilojoules. La valeur calculée avec les enthalpies de formation est de moins 91,9. L'accord est très bon, en partie parce que la valeur de la liaison azote hydrogène vient de l'ammoniac lui-même. Avec des molécules plus variées, attends-toi à des écarts plus grands.

Prenons le butane, avec de l'eau à l'état de vapeur pour rester en phase gazeuse. Les liaisons rompues totalisent environ 8422 kilojoules. Les liaisons formées, avec la valeur de la liaison carbone oxygène propre au dioxyde de carbone, totalisent environ 11062. On obtient environ moins 2640 kilojoules, à moins d'un pour cent des moins 2658 tirés des enthalpies de formation. Mais si tu prends par erreur la moyenne de 745 pour la liaison carbone oxygène, tu trouves moins 2168 : une erreur de 18 pour cent. La leçon est claire : une énergie de liaison n'a de sens que dans un contexte, et il faut choisir la bonne.

Les énergies de liaison donnent une estimation rapide et un sens physique : une réaction dégage de la chaleur quand elle forme des liaisons plus fortes que celles qu'elle casse. La formule se compte en liaisons rompues moins liaisons formées, pour des espèces gazeuses. Mais ce sont des moyennes, qui varient d'une molécule à l'autre. Quand les enthalpies de formation existent dans une table fiable, elles donnent un résultat plus sûr. Garde une erreur fréquente en tête : prendre une valeur moyenne là où une valeur propre à la molécule existe, comme pour la double liaison du dioxyde de carbone. Et quand tu n'as que les énergies de liaison, dis-le clairement dans ton rapport.