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Enthalpie de liaison



  1. #1
    BlackFire83

    Enthalpie de liaison


    ------

    Bonjour, je vous joint en photo la partie du cours que je ne comprends pas :
    Je sais que l'enthalpie standard ( donc à 298 K )de formation d'une mole d'un composé (corps simple) est égal à 0. c'est la référence.
    Et la connaissance de cette infos est en contradiction ( pour moi) avec ce que je vois sur le diagramme joint.
    Pourquoi existe-t-il , du coup, une ΔH°(H-H) et ΔH°(Cl-Cl) ayant une valeur numérique alors qu'elle est censée être égal à 0 ( selon ce que j'ai dit avant)?



    thumbnail_IMG_2283.jpg

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    Dernière modification par BlackFire83 ; 29/05/2018 à 18h59.

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  3. #2
    Resartus

    Re : enthalpie de liaison

    Bonjour,
    Pas encore vu la pièce jointe, mais il existe deux conventions :

    1) la plus fréquent est de dire que l'état de référence pour l'enthalpie d'un élément est celui qu'il a à 298K. Donc l'état de référence pour l'hydrogène est H2 (et pas H).
    On peut donc dire qu'il n'y pas d'enthalpie de formation de H2, puisque le point de départ est déjà H2.
    Par contre, avec cette convention, il y aura une enthalpie de dissociation pour obtenir H (passage de H2 vers H)
    2)l'autre possibilité est de considérer comme référence l'atome isolé et dans ce cas il y a bien enthalpie de formation de la molécule
    Bien évidemement il faut éviter de passer d'une convention à l'autre dans un même exercice….
    Dernière modification par Resartus ; 29/05/2018 à 19h11.
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  4. #3
    BlackFire83

    Re : enthalpie de liaison

    merci pour ta réponse Resartus, donc d'après ce que j'ai joint et ce que j'ai dis , je serais dans la 1ère convention .
    Mais dans ce cas, si ΔfH°(H2) =0 et que - ΔH°(H-H) = 436 alors pourquoi -(- ΔH°(H-H)) n'est pas = -436 kJ.mol-1 ? Comment fait-on pour faire le chemin inverse afin d'arrivé à 0 ? ( Si je m'exprime mal , je peux essayer de reformuler)
    Dernière modification par BlackFire83 ; 29/05/2018 à 19h33.

  5. #4
    jeanne08

    Re : enthalpie de liaison

    on a ( - deltaH° H-H) = 436 kJ/mol
    J'ai vu les enthalpies de liaisons données de deux façons possibles :
    A-B gaz = A gaz + B gaz
    1)L'enthalpie de liaison est l'enthalpie de dissociation de la liaison en atomes séparés : elle est positive
    2)L'enthalpie de liaison est l'enthalpie de formation de la liaison à partir des atomes séparés : elle est alors négative
    Il semble qu'ici on prend la deuxième option... il n' y a quand même guère d'ambiguïté ... le signe est évident

  6. #5
    BlackFire83

    Re : enthalpie de liaison

    Jeanne08, pour moi :

    ''A-B gaz = A gaz + B gaz
    1)L'enthalpie de liaison est l'enthalpie de dissociation de la liaison en atomes séparés : elle est positive''
    n'a aucun sens , car c'est contradictoire et cela remet en cause tout ce que j'ai vu , c'est comme dire ( en faisant une image) qu'un chat est un chien ..
    la définition que je connais est la suivante : l'enthalpie de liaison est négative car la réaction est exothermique et celle de dissociation positive car elle est endothermique. mais l'enthalpie de liaison et de dissociation ne peuvent pas être toutes les 2 positives..
    la 2ème option ,que tu évoques est celle n'étant pour moi , non contradictoire .
    Mais quand bien même , tu ne réponds pas du tout à mon problème.. :/
    Je vais donc essayé de le reformuler :

    Je pense avoir trouvé la réponse (en réfléchissant à ce que m'a dit resartus depuis hier , je vais donc m'auto-répondre (Je ne sais pas si c'est juste ) ).
    Au niveau du diagramme que j'ai joint, il caractérise en quelque sorte la conservation de l'énergie . Dans ce diagramme on part de la 1ère convention dont parle resartus , c'est à dire que l'enthalpie standard de formation de corps simple est égal à 0.
    Mais , l'enthalpie de dissociation de corps simple existe . C'est comme si on nous forçait ( par rapport au diagramme) à choisir 2 sens de réaction à partir d'une origine qui est ici H2 + Cl2 mais qu'on nous interdisait à aller en arrière (donc à faire une boucle pour revenir au point de départ) sinon cela reviendrait à faire :
    -(2ΔfH°(HCl)) ou ΔH°(H-H) + ΔH°(Cl-Cl) pour revenir aux corps simples . Sachant que l'enthalpies standard de formation de corps simple vaut 0 , cela voudrait dire que -(2ΔfH°(HCl)) = ΔH°(H-H) + ΔH°(Cl-Cl) ( en plus que leur valeur absolue est différente ce qui vérifie encore plus mon hypothèse = un seul sens possible afin d'additionner les enthalpies) et que donc l'enthalpie standard de formation de corps simple vaut une valeur , ce qui est contradictoire..
    j'espère m'être fait comprendre ..
    Dernière modification par BlackFire83 ; 30/05/2018 à 15h13.

  7. A voir en vidéo sur Futura
  8. #6
    Resartus

    Re : enthalpie de liaison

    Bonjour,
    Je crois comprendre où est l'incompréhension : la convention de zero s'applique aux ELEMENTS, c'est à dire à H2, Cl2, ou Cu, ou bien Cgraphite (mais pas Cdiamant ni C60). Mais même si cette conventions est adoptée, on a bien évidemment une enthalpie de formation de HCl

    Donc deux schémas possibles :

    Parcours court
    H2+Cl2-> 2HCl : deux fois l'enthalpie de formation de HCl à partir des éléments simples H2 et Cl2

    Parcours long
    H2->2H et Cl2->2Cl : enthalpie de dissociation en atomes de H et Cl
    H+Cl -> HCl enthalpie de formation de HCL à partir de ses atomes (c'est la valeur des ,tables utilisant la convention 2)

    Mais il faut faire attention aux nombres de moles, car pour que cela boucle il faut prendre en compte qu'on a utilisé 2 moles d'éléments. Donc ajouter 2 fois l'enthalpie de cette dernière réaction
    Dernière modification par Resartus ; 30/05/2018 à 15h31.
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  10. #7
    BlackFire83

    Re : enthalpie de liaison

    Tu dis donc qu'il y a une convention pour le parcours court et une pour le parcours long..
    est-ce cela ? Hélas , je n'arrive pas à joindre les 2 conventions ( je ne comprends plus grand chose )et à résoudre mon problème ..

  11. #8
    jeanne08

    Re : enthalpie de liaison

    Je n'ai pas compris ton interrogation mais tu trouveras des tables avec des énergies de liaison positives qui correspondent à l'enthalpie de la réaction de dissociation de la liaison et des enthalpies de liaison négatives qui correspondent à l'enthalpie de la réaction de formation de la liaison à partir des atomes séparés. A toi de regarder quelle réaction on considère ( la rupture ou la formation de la liaison )
    Le deltaf i d'un corps i est l'enthalpie de formation de i à partir des corps simples stables ( fais bien attention il y a un petit f après le signe delta pour indiquer qu'il s'agit d'une réaction de formation à partir des corps simples).
    Ici dans le diagramme donné : on considère que l'enthalpie de liaison de H-H correspond à 2H -> H2 ( formation de la liaison à partir des atomes séparés) et elle vaut -436 kJ/mol donc l'enthalpie de la réaction H2 -> 2H vaut -( -436 ) kJ/mol

  12. #9
    Resartus

    Re : enthalpie de liaison

    Bonjour,
    Citation Envoyé par BlackFire83 Voir le message
    Tu dis donc qu'il y a une convention pour le parcours court et une pour le parcours long..
    est-ce cela ? Hélas , je n'arrive pas à joindre les 2 conventions ( je ne comprends plus grand chose )et à résoudre mon problème ..
    Je vais revenir aux notations exactes de ton document, en espérant que cette fois cela résoudra tout malentendu

    Il y a en effet deux conventions différentes dans les chiffres utilisés dans l'extrait que tu nous as fourni : le deltai utilise comme point de référence les éléments simples stables et le delta tout court utilise comme référence les atomes isolés. Cela a dû être expliqué dans les pages précédentes de ton document...

    Quand le document écrit deltaH (H-H) (sans i), il parle de l'enthalpie de formation de la liaison H-H à partir des atomes (-436 : négative , la réaction est exothermique). Et donc l'enthalpie de dissociation de H2 pour reformer les deux H à partir de H2 est bien moins deltaH(H-H), c'est à dire +436 'endothermique).
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  13. #10
    BlackFire83

    Re : enthalpie de liaison

    J’ai compris ce que tu m’as dit resartus. Maintenant j’aimerais vérifié que j’ai compris :
    Pour le chemin court , on suppose qu’à partir du chemin court il n’y aura pas dissociation des corps simples en atomes sinon ce serait plus un deltaHf (HCl) et cela ne donnerait plus une valeur de 0 pour l’enthalpie de formation des corps simples
    J’ai bon?
    Mais alors comment arrive t on expérimentalement a déterminé deltaHf•
    Et deltaH•?
    Comment procède t on pour faire en sorte( pour le chemin court) qu’a Partir d’H2 et Cl2 il ne se dissocie pas en 2H et 2Cl et ne foire pas du coup l’enthalpie deltaHf• ?
    Même question pour le chemin long . Comment arrive t on. A le calculer ? A partir des corps simples ?

  14. #11
    Resartus

    Re : enthalpie de liaison

    Bonjour,

    Je n'arrive décidément pas à comprendre où tu vois un problème. Dernières tentatives d'explication.

    Pour ce qui est des mesures d'énergie, les seules relativement faciles et précises (par calorimétrie notamment) sont celles qui partent des éléments dans leur état stable
    Les états atomiques étant très instables, les énergies de dissociation doivent être déterminés par d'autre méthodes (spectrométrie, bombardements, etc.)

    Comme l'enthalpie est une variable d'état, on peut fictivement passer d'un état à un autre en passant par n'importe quel état intermédiaire.
    A partir de là, on peut se donner une référence quelconque, mais cela ne veut pas dire que cette référence est accessible simplement, ni qu'on ait besoin d'y passer

    De même, on peut repérer la hauteur du mont blanc par rapport au point de départ dans la vallée, ou bien on se donner les deux altitudes de départ et d'arrivée par rapport au niveau de la mer, mais on n'a pas (heureusement) à revenir au niveau de la mer pour commencer l'escalade….

    On a pu trouver commode de prendre comme référence les atomes isolés, bien qu'il ne soient pas accessibles simplement, car cela permet de "construire" un calcul simplifié de l'enthalpie en comptabilisant simplement les liaisons d'une molécule à partir de ses atomes. Mais les "chemins" indiqués n'ont (sauf exceptions) rien de réel.

    Cette référence permet d'avoir une certaine idée de la stabilité de diverses molécules entre elles sachant cependant que cette méthode trouve assez rapidement ses limites : par exemple, les molécules aromatiques ou conjuguées sont beaucoup plus stables que le calcul de la somme de leurs liaisons.
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