Les énergies de liaison ne sont généralement pas mesurables...

Les énergies de liaison ne sont généralement pas mesurables de façon directe ; on les calcule à partir d'autres résultats pouvant être obtenus expérimentalement : Ainsi, comment pourrait-on déterminer l'énergie de la liaison $\mathrm{N}-\mathrm{H}$, dans l'ammoniac, à partir des données suivantes : $$ \begin{array}{ll} 4 \mathrm{NH}_3+3 \mathrm{O}_2=2 \mathrm{~N}_2+6 \mathrm{H}_2 \mathrm{O}(\mathrm{l}) & \Delta_{\mathrm{r}} H_{\mathrm{m}}^{\mathrm{o}}=-1530 \mathrm{~kJ}^2 \cdot \mathrm{mol}^{-1}\left(^*\right) \\ 2 \mathrm{H}_2+\mathrm{O}_2=2 \mathrm{H}_2 \mathrm{O}(\mathrm{l}) & \Delta_{\mathrm{r}} H_{\mathrm{m}}^{\mathrm{o}}=-568 \mathrm{~kJ} \cdot \mathrm{mol}^{-1}\left({ }^*\right) \\ \mathrm{N}_2=2 \mathrm{~N} & \Delta_{\mathrm{r}} H_{\mathrm{m}}^{\mathrm{o}}=+940 \mathrm{~kJ} \cdot \mathrm{mol}^{-1} \\ \mathrm{H}_2=2 \mathrm{H} & \Delta_{\mathrm{r}} H_{\mathrm{m}}^{\mathrm{o}}=+436 \mathrm{~kJ} \cdot \mathrm{mol}^{-1} \end{array} $$ (*) L'indication « $\mathrm{mol}^{-1} »$ spécifie qu'il s'agit de l'enthalpie mise en jeu par l'avancement $\xi=1 \mathrm{~mol}$ de la réaction calculée avec les proportions figurant dans l'équation stæchiométrique.

Les énergies de liaison ne sont généralement pas mesurables de façon directe ; on les calcule à partir d'autres résultats pouvant être obtenus expérimentalement :
Ainsi, comment pourrait-on déterminer l'énergie de la liaison $\mathrm{N}-\mathrm{H}$, dans l'ammoniac, à partir des données suivantes :
$$
\begin{array}{ll}
4 \mathrm{NH}_3+3 \mathrm{O}_2=2 \mathrm{~N}_2+6 \mathrm{H}_2 \mathrm{O}(\mathrm{l}) & \Delta_{\mathrm{r}} H_{\mathrm{m}}^{\mathrm{o}}=-1530 \mathrm{~kJ}^2 \cdot \mathrm{mol}^{-1}\left(^*\right) \\
2 \mathrm{H}_2+\mathrm{O}_2=2 \mathrm{H}_2 \mathrm{O}(\mathrm{l}) & \Delta_{\mathrm{r}} H_{\mathrm{m}}^{\mathrm{o}}=-568 \mathrm{~kJ} \cdot \mathrm{mol}^{-1}\left({ }^*\right) \\
\mathrm{N}_2=2 \mathrm{~N} & \Delta_{\mathrm{r}} H_{\mathrm{m}}^{\mathrm{o}}=+940 \mathrm{~kJ} \cdot \mathrm{mol}^{-1} \\
\mathrm{H}_2=2 \mathrm{H} & \Delta_{\mathrm{r}} H_{\mathrm{m}}^{\mathrm{o}}=+436 \mathrm{~kJ} \cdot \mathrm{mol}^{-1}
\end{array}
$$
(*) L'indication « $\mathrm{mol}^{-1} »$ spécifie qu'il s'agit de l'enthalpie mise en jeu par l'avancement $\xi=1 \mathrm{~mol}$ de la réaction calculée avec les proportions figurant dans l'équation stæchiométrique.

Key Concepts

Reaction Enthalpy and Stoichiometry

Reaction enthalpy refers to the heat change associated with a chemical reaction at standard conditions, often given per mole of reaction as determined by the stoichiometry of the balanced equation. Accurate consideration of stoichiometric factors is critical when using experimental enthalpy data to deduce the energy contributions of individual bonds.

Bond Energy

Bond energy, also known as bond dissociation energy, is the amount of energy required to break one mole of a specific type of chemical bond in gaseous molecules. It provides an average measure of the strength of the bond since it is typically derived from various chemical reactions where bonds are broken and formed, rather than through direct measurement.

Hess's Law

Hess's Law states that the total enthalpy change for a chemical reaction is independent of the pathway between the initial and final states. This law allows one to calculate unknown enthalpy changes by combining known reaction steps, making it fundamental in determining bond energies from experimental enthalpy data.

Thermochemical Cycles

Thermochemical cycles are constructed to represent the overall process of breaking and forming chemical bonds through intermediate reactions. By summing the enthalpy changes along a closed cycle, one can relate experimental reaction enthalpies to individual bond energies, providing a route to calculate the energy associated with specific chemical bonds.

Transcript

Please give Ace some feedback