Pourquoi la rupture de liaison est-elle endothermique?

Lorsque les électrons gagnent de lénergie, ils deviennent plus excités et passent à un niveau dénergie plus élevé, ce qui augmente la tendance dun atome à former une liaison avec un autre atome.

Permettez-moi de vous assurer que cette déclaration est incorrecte. Je ne sais pas vraiment doù vous lavez extrait, mais je suppose que cela découle de la façon dont de nombreuses écoles enseignent lhybridation au début des cours de chimie organique; nécessitant une $ \ ce {s \ bond {- >} p} $ excitation en carbone de $ \ mathrm {[He] \ 2s ^ 2 \, 2p ^ 2} $ à $ \ mathrm {[He] \ 2s ^ 1 \, 2p ^ 3} $, après quoi les orbitales s et p peuvent former des orbitales hybrides $ \ mathrm {sp ^ 3} $. Cette idée nest rien de plus quune simplification au niveau de lécole utilisée pour contourner lenseignement de la théorie et de la symétrie des orbitales moléculaires plus complexes.

Rien ne vous empêche de construire par exemple une molécule de méthane sans hybridation initiale, cest-à-dire à partir dun atome de carbone non hybridé et de quatre atomes dhydrogène dans un arrangement tétraédrique. Je vous renvoie au schéma suivant publié dans une autre question et à lorigine tirée de Scriptum Internet du professeur Klüfers pour chimie fondamentale et inorganique à luniversité de Munich :

Comme vous pouvez le voir sur la droite, le carbone entre dans ce schéma à létat fondamental non hybridé. Il nest pas nécessaire dinvoquer une hybridation préalable avant de mélanger les orbitales; il est plutôt nécessaire de déterminer la symétrie des orbitales et ensuite de combiner les orbitales équivalentes à la symétrie de manière à liaison-anti-liaison. Enfin, remplissez les électrons de bas en haut.

Cette méthode entraînera toujours une stabilisation des orbitales de liaison; le compromis étant toujours la déstabilisation des orbitales anti-adhérentes de telle sorte que lénergie (réelle) gagnée soit inférieure à lénergie (virtuelle) perdue.

Par conséquent, en supposant un un ordre de liaison positif, la formation dune liaison libère généralement de lénergie tandis que sa rupture nécessitera généralement de lénergie. Je nai connaissance daucun contre-exemple, mais la phrase est formulée de telle sorte quelle reste vraie lorsque le contre-exemple obligatoire est posté sous forme de commentaire.

Désolé, votre logique ne tient pas tout à fait. Laugmentation de lénergie des électrons rend plus probable quils feront quelque chose, mais le résultat final est souvent quelque chose dont lénergie est inférieure à létat de départ.

La baisse des niveaux dénergie ne rompt pas un lien. Généralement, les liaisons correspondent aux niveaux dénergie les plus bas.

La chose principale à garder à lesprit est quune façon de définir une liaison est que cest la stabilisation délectrons entre un groupe datomes. Pour les espèces neutres, la stabilisation est relative aux énergies des électrons dans les orbitales atomiques des atomes constitutifs.

Quelle que soit la faiblesse du lien, il y aura toujours des interactions entre les deux espèces impliquées dans le lien. Cest à cause de ces interactions que les liaisons se sont formées en premier lieu, de sorte que lénergie sera toujours nécessaire pour rompre ces interactions et par conséquent, le clivage des liaisons est toujours endothermique.

Pour comprendre cela, il faut dabord savoir que lénergie dun système est toujours inversement proportionnelle à la stabilité du système.

Lorsque deux atomes se rapprochent, lénergie du système de deux atomes diminue (ici lénergie est lénergie potentielle).Lorsque les atomes forment une liaison, cette énergie devient minimale (puisque le système datomes est le plus stable maintenant). Notez que lénergie est devenue minimale donc il doit y avoir une perte dénergie, et cest lénergie qui est libérée quand un lien se forme.

Maintenant, si vous voulez briser ce lien, vous devez séparer ces atomes (séparer les atomes signifie diminuer la stabilité du système à deux atomes) et comme la stabilité est inversement proportionnelle à lénergie, diminuer la stabilité équivaut à augmenter lénergie. Ainsi, lorsque vous rompez un lien, vous séparez les atomes et cela entraînera une augmentation de lénergie. Une augmentation de lénergie du système nest possible que si de lénergie est fournie au système. Je vous laisse conclure maintenant.

Vous semblez avoir le mauvais sens. Ajouter de lénergie à un électron dans une liaison le place dans une orbitale anti-liaison, ce qui rend plus probable la rupture de la liaison. Ajout dune deuxième quantité dénergie pour mettre encore plus deux électrons dans des orbitales anti-liaison. Létat lié normal est létat dénergie le plus bas par convention cest lénergie la plus négative. Lorsquune liaison est formée, lénergie est libérée et est normalement absorbée par les molécules environnantes et lénergie de translation, de vibration et de rotation.

Vous devez rompre lattraction électrostatique mutuelle entre les électrons et les protons de chaque atome.

Une liaison entre deux atomes se produit parce quils obtiennent un stade dénergie plus stabilisé. En chimie, une faible énergie potentielle signifie plus de stabilisation. Pensez à une boule au fond dun bassin. Cest un système extrêmement stabilisé, et signifie que vous devrez mettre de lénergie pour déplacer cette balle. Inversement, une boule au sommet dune colline dénergie potentielle nest pas un système stable, et aucune énergie nest requise pour déplacer la boule vers le bas.

Une liaison entre deux atomes est la boule au fond dun bassin – énergiquement parler.