Définition de l’énergie de dissociation des obligations

L’énergie de dissociation des liaisons est définie comme la quantité d’énergie nécessaire pour fracturer homolytiquement une liaison chimique. Une fracture homolytique produit généralement des espèces radicalaires. La notation abrégée de cette énergie est BDE, D0, ou DH°. L’énergie de dissociation des liaisons est souvent utilisée pour mesurer la force d’une liaison chimique et pour comparer différentes liaisons. Notez que le changement d’enthalpie dépend de la température. Les unités typiques de l’énergie de dissociation des liaisons sont kJ/mol ou kcal/mol. L’énergie de dissociation des liaisons peut être mesurée expérimentalement en utilisant la spectrométrie, la calorimétrie et les méthodes électrochimiques.

Key Takeaways : Énergie de dissociation des obligations

• L’énergie de dissociation des liaisons est l’énergie nécessaire pour rompre une liaison chimique.
• C’est un moyen de quantifier la force d’une liaison chimique.
• L’énergie de dissociation des liaisons est égale à l’énergie de liaison uniquement pour les molécules diatomiques.
• L’énergie de dissociation des liens la plus forte est celle du lien Si-F. L’énergie la plus faible est pour une liaison covalente et est comparable à la force des forces intermoléculaires.

L’énergie de dissociation des obligations par rapport à l’énergie des obligations

L’énergie de dissociation des liaisons n’est égale à l’énergie de liaison que pour les molécules diatomiques. En effet, l’énergie de dissociation des liaisons est l’énergie d’une seule liaison chimique, alors que l’énergie de liaison est la valeur moyenne de toutes les énergies de dissociation des liaisons d’un certain type au sein d’une molécule.

Par exemple, pensez à retirer les atomes d’hydrogène successifs d’une molécule de méthane. L’énergie de dissociation de la première liaison est de 105 kcal/mol, la deuxième est de 110 kcal/mol, la troisième est de 101 kcal/mol et la dernière est de 81 kcal/mol. L’énergie de liaison est donc la moyenne des énergies de dissociation des liaisons, soit 99 kcal/mol. En fait, l’énergie de liaison n’est pas égale à l’énergie de dissociation des liaisons C-H dans la molécule de méthane !

Les liens chimiques les plus forts et les plus faibles

À partir de l’énergie de dissociation des liaisons, il est possible de déterminer quelles liaisons chimiques sont les plus fortes et quelles sont les plus faibles. La liaison chimique la plus forte est la liaison Si-F. L’énergie de dissociation des liaisons pour F3Si-F est de 166 kcal/mol, tandis que l’énergie de dissociation des liaisons pour H3Si-F est de 152 kcal/mol. La raison pour laquelle la liaison Si-F est considérée comme si forte est qu’il existe une différence d’électronégativité significative entre les deux atomes.

La liaison carbone-carbone dans l’acétylène a également une énergie de dissociation de liaison élevée de 160 kcal/mol. La liaison la plus forte dans un composé neutre est de 257 kcal/mol dans le monoxyde de carbone.

Il n’y a pas d’énergie particulière de dissociation des liaisons les plus faibles car les liaisons covalentes faibles ont en fait une énergie comparable à celle des forces intermoléculaires. D’une manière générale, les liaisons chimiques les plus faibles sont celles entre les gaz nobles et les fragments de métaux de transition. La plus petite énergie de dissociation de liaison mesurée se situe entre les atomes du dimère d’hélium, He2. Le dimère est maintenu ensemble par la force de van der Waals et a une énergie de dissociation des liaisons de 0,021 kcal/mol.

Énergie de dissociation des liaisons par rapport à l’enthalpie de dissociation des liaisons

Parfois, les termes « énergie de dissociation des liaisons » et « enthalpie de dissociation des liaisons » sont utilisés de manière interchangeable. Cependant, les deux ne sont pas nécessairement identiques. L’énergie de dissociation des liaisons est le changement d’enthalpie à 0 K. L’enthalpie de dissociation des liaisons, parfois simplement appelée enthalpie de liaison, est le changement d’enthalpie à 298 K.

L’énergie de dissociation des liaisons est privilégiée pour les travaux théoriques, les modèles et les calculs. L’enthalpie de liaison est utilisée pour la thermochimie. Notez que la plupart du temps, les valeurs aux deux températures ne sont pas significativement différentes. Ainsi, même si l’enthalpie dépend des températures, ignorer l’effet n’a généralement pas un grand impact sur les calculs.

Dissociation homolytique et hétérolytique

La définition de l’énergie de dissociation des liens concerne les liens brisés homoliquement. Il s’agit d’une rupture symétrique d’une liaison chimique. Cependant, les liaisons peuvent se rompre de manière asymétrique ou hétérogène. En phase gazeuse, l’énergie libérée pour une rupture hétérolytique est plus importante que pour une homolyse. En présence d’un solvant, la valeur énergétique chute de façon spectaculaire.

Sources

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• UICPA, Compendium de terminologie chimique, 2e éd. (le « Livre d’or ») (1997).
• Gillespie, Ronald J. (juillet 1998). « Covalent and Ionic Molecules : Pourquoi le BeF2 et l’AlF3 sont-ils des solides à haut point de fusion alors que le BF3 et le SiF4 sont des gaz ? Journal of Chemical Education. 75 (7) : 923. doi:10.1021/ed075p923
• Kalescky, Robert ; Kraka, Elfi ; Cremer, Dieter (2013). « Identification des liens les plus forts en chimie ». The Journal of Physical Chemistry A. 117 (36) : 8981-8995. doi:10.1021/jp406200w
• Luo, Y.R. (2007). Manuel complet sur les énergies des liaisons chimiques. Boca Raton : CRC Press. ISBN 978-0-8493-7366-4.