Définition de l'énergie de dissociation des liaisons

L'énergie de dissociation des liaisons est définie comme la quantité de énergie qui est nécessaire pour fracturer de façon homolytique un produit chimique liaison. Une fracture homolytique produit généralement des espèces radicales. La notation abrégée de cette énergie est BDE, ré₀, ou DH °. L'énergie de dissociation des liaisons est souvent utilisée comme mesure de la force d'une liaison chimique et pour comparer différentes liaisons. Notez que le changement d'enthalpie dépend de la température. Les unités typiques d'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, calorimétrieet les méthodes électrochimiques.

Points clés: énergie de dissociation des liaisons

L'énergie de dissociation des liaisons est seulement égale à l'énergie des liaisons pour molécules diatomiques. En effet, l'énergie de dissociation des liaisons est l'énergie d'une liaison chimique unique, tandis que l'énergie des liaisons est la valeur moyenne de toutes les énergies de dissociation des liaisons de toutes les liaisons d'un certain type dans un molécule.

Par exemple, envisagez de supprimer les atomes d'hydrogène successifs d'une molécule de méthane. La première énergie de dissociation des liaisons est de 105 kcal / mol, la seconde de 110 kcal / mol, la troisième de 101 kcal / mol et la dernière de 81 kcal / mol. Ainsi, l'énergie de liaison est la moyenne des énergies de dissociation de liaison, ou 99 kcal / mol. En fait, l'énergie de liaison n'est égale à l'énergie de dissociation de liaison pour aucune des liaisons C-H dans la molécule de méthane!

À partir de l'énergie de dissociation des liaisons, il est possible de déterminer quelles liaisons chimiques sont les plus fortes et lesquelles 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 un électronégativité différence 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 en monoxyde de carbone.

Il n'y a pas d'énergie de dissociation de liaison particulièrement faible car les liaisons covalentes faibles ont en fait une énergie comparable à celle de forces intermoléculaires. De 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 par le force de van der Waals et a une énergie de dissociation de liaison de 0,021 kcal / mol.

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

La définition de l'énergie de dissociation des liaisons concerne les liaisons rompues de manière homolytique. Il s'agit d'une rupture symétrique d'une liaison chimique. Cependant, les liaisons peuvent se rompre asymétriquement ou hétérolytiquement. En phase gazeuse, l'énergie libérée pour une rupture hétérolytique est plus importante que pour l'homolyse. Si un solvant est présent, la valeur énergétique chute considérablement.

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