CHIMIE

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COURS
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Applications du premier principe à la chimie
H3C–C –CH3
||
O
Doc. 33 Formule semi-développée
de la propanone ou acétone.
La formule développée de la propanone est indiquée sur le document 33 ; son
atomisation nécessite la coupure de six liaisons C–H, deux liaisons simples
C–Cet d’une liaison double C=O.Donc :
∆ atomH 0 = 6 E C–H+ 2 E C–C+ E C=O
Avec les valeurs du document 32 :
DatomH 0 = 6 415 + 2 345 + 743 = 3923 kJ .mol –1
Connaissant les énergies de liaisons, il est possible de calculer une enthalpie
standard de réaction, ce qu’illustre l’application suivante.
APPLICATION 8
Enthalpies de liaison et enthalpie de réaction
On considère la combustion de l’éthanol liquide en
dioxyde de carbone et vapeur d’eau selon l’équation
(1) :
CH 3CH 2OH () + 3 O 2 (g) = 2 CO 2 (g) + 3 H 2O (g)
1) Calculer, à partir des énergies de liaison, l’enthalpie
standard de cette réaction.
2) Comparer cette valeur avec celle déterminée par
calorimétrie : − 1365 kJ . mol −1 ;
Données :
∆ vapH 0 (C 2H 5OH) = 43,0 kJ . mol −1 .
Dans la molécule CO 2 : E C=O = 804 kJ . mol −1 .
Considérons la vaporisation de l’éthanol, puis les
atomisations des réactifs et des produits de cette
réaction et formons le cycle de réactions du document
34.
D’après ce cycle :
∆ r1H 0 = ∆ rαH 0 + ∆ rβH 0 + ∆ rγH 0
Or : ∆ rαH 0 = ∆ vapH 0 (C 2H 5OH) = 43,0 kJ . mol −1
Et avec les valeurs des documents 31 et 32 :
∆ rβH 0 = 5E C⎯H + E C⎯C + E C⎯O + E O⎯H + 3E O=O
= 5 × 415 + 345 + 356 + 463 + 3 × 498
= 4733 kJ . mol −1 .
∆ rg H 0 = −( 4 E C=O + 6 E O–H) = −( 4 × 804 + 6 × 463)
= − 5994 kJ . mol −1
On en tire : D r1H 0 = - 1218 kJ .mol –1 .
CH 3CH 2OH () + 3 O 2 (g)
CH 3CH 2OH (g) + 3 O 2 (g)
Doc. 34
(α) vaporisation de
l’éthanol
(β) atomisation
(1) combustion
2 CO 2 (g) + 3 H 2O (g)
(γ) formation
des liaisons
2 C (g) + 6 H (g) + 7 O (g)
2) La comparaison avec la valeur expérimentale montre
que l’erreur relative est 11 %!La méthode des énergies
de liaison donne seulement l’ordre de grandeur
des enthalpies de réaction.
Pour s’entraîner : ex. 16 et 17
Le résultat mis en évidence dans cette application est général :
Pour une réaction se déroulant en phase gazeuse :
∆ rH 0 ≈ ΣE (liaisons rompues) − ΣE (liaisons formées)