Ressources · 1ʳᵉ · Physique-chimie (spécialité)
Combustions : énergie libérée et enjeux
Les combustibles usuels et la combustion modélisée par une oxydoréduction ; l’équation de la combustion complète d’un alcane et d’un alcool ; l’énergie molaire de combustion, l’énergie libérée et le pouvoir calorifique massique, estimé par l’expérience ; l’interprétation par les énergies de liaison en phase gazeuse ; les applications, les risques et les enjeux pour le climat.
À propos de cette page
Combustibles et combustion : une oxydoréduction
Au collège, tu as vu le triangle du feu et les produits des combustions (Combustions) ; en seconde, qu’une transformation peut libérer de l’énergie (Transformations chimiques). En première, on modélise la combustion par une oxydoréduction (Réactions d’oxydoréduction) et on calcule l’énergie qu’elle libère.
Combustion. C’est une transformation chimique entre un combustible et un comburant, en général le dioxygène de l’air. Amorcée par un apport d’énergie, elle est exothermique : elle libère de l’énergie, surtout sous forme thermique.
Combustibles usuels. Ils sont classés selon l’origine de leur carbone :
| Origine | Combustibles | Espèce principale |
|---|---|---|
| fossiles (formés en millions d’années à partir de restes d’êtres vivants) | gaz naturel ; GPL ; essence, gazole, kérosène, fioul ; charbon | méthane CH₄ ; propane C₃H₈ et butane C₄H₁₀ ; mélanges d’alcanes tirés du pétrole ; carbone C |
| biomasse (carbone capté récemment par les plantes) | bois ; bioéthanol ; biométhane ; biogazole | cellulose ; éthanol C₂H₆O ; méthane CH₄ ; esters d’huiles végétales |
| autres | dihydrogène ; méthanol | H₂ ; CH₄O (fabriqué surtout à partir de gaz naturel ou de charbon, plus rarement de biomasse) |
Une réaction d’oxydoréduction. Le combustible est le réducteur : il cède des électrons. Le dioxygène est l’oxydant : il capte des électrons, selon la demi-équation du couple O₂/H₂O : O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ = 2 H₂O. Une combustion ne se déroule pas en solution aqueuse : les ions H⁺ et les électrons des demi-équations sont une écriture formelle, qui permet de retrouver l’équation de la réaction.
Complète ou incomplète. Avec assez de dioxygène, la combustion d’un alcane ou d’un alcool est complète : elle ne forme que du dioxyde de carbone CO₂ et de l’eau H₂O. Si le dioxygène manque, elle est incomplète : il se forme aussi du monoxyde de carbone CO, gaz toxique, incolore et inodore qui se fixe sur l’hémoglobine du sang, et du carbone (la suie). Elle libère alors moins d’énergie.
Exemple 1 — le méthane, réducteur. Couples CO₂/CH₄ et O₂/H₂O. Le méthane cède des électrons : CH₄ + 2 H₂O = CO₂ + 8 H⁺ + 8 e⁻. Le dioxygène en capte 4 : on multiplie sa demi-équation par 2, soit 2 O₂ + 8 H⁺ + 8 e⁻ = 4 H₂O. On additionne, puis on simplifie les 8 H⁺, les 8 e⁻ et 2 H₂O présents des deux côtés :
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O
Exemple 2 — une combustion incomplète. Dans un chauffe-eau mal alimenté en air, le propane peut brûler selon 2 C₃H₈ + 7 O₂ → 6 CO + 8 H₂O (C : 6 = 6 ; H : 16 = 16 ; O : 14 = 6 + 8). La combustion complète de 2 C₃H₈ consommerait 10 O₂ : avec 7 seulement, chaque atome de carbone ne reçoit qu’un atome d’oxygène, et il se forme du monoxyde de carbone.
Réflexe — le combustible est le réducteur, le dioxygène l’oxydant. Assez de dioxygène : CO₂ et H₂O ; trop peu : CO et suie en plus.
Attention — le dioxygène est le comburant, pas un combustible : il ne brûle pas. Dans l’air, seul le dioxygène est un réactif de la combustion ; le diazote ne réagit pas avec le combustible.
1 / 5
Écrire l’équation d’une combustion complète
Les formules brutes et semi-développées, les alcanes et les alcools sont vus au chapitre Structure des entités organiques. Un alcane (squelette saturé, sans cycle) a pour formule CₙH₂ₙ₊₂ ; un alcool à un seul groupe hydroxyle –OH, sans cycle, a pour formule CₙH₂ₙ₊₂O.
Ajuster l’équation d’une combustion complète, dans cet ordre :
- le carbone : autant de CO₂ que d’atomes C dans le combustible ;
- l’hydrogène : autant de H₂O que la moitié du nombre d’atomes H ;
- l’oxygène en dernier : on compte les atomes O des produits, on retire celui de l’alcool s’il y en a un, et on divise par 2 pour obtenir le nombre de O₂ ;
- si ce nombre est fractionnaire, on multiplie toute l’équation par 2 pour avoir les plus petits nombres entiers.
Formules générales (une mole de combustible) :
CₙH₂ₙ₊₂ + O₂ → n CO₂ + (n + 1) H₂O
CₙH₂ₙ₊₂O + O₂ → n CO₂ + (n + 1) H₂O
Quantités. Les nombres stœchiométriques donnent les proportions : si le combustible est entièrement consommé (dioxygène en excès), on en déduit la quantité de dioxygène consommée et celles des produits formés (méthode du tableau d’avancement : Évolution d’un système : le tableau d’avancement). Pour passer aux masses : n = m ÷ M (Quantité de matière et concentrations).
Exemple 1 — l’hexane C₆H₁₄, un alcane. 6 atomes C → 6 CO₂ ; 14 atomes H → 7 H₂O. À droite : 6 × 2 + 7 = 19 atomes O, soit 19/2 O₂. On multiplie par 2 :
2 C₆H₁₄ + 19 O₂ → 12 CO₂ + 14 H₂O
Pour 0,40 mol d’hexane brûlé : n(O₂) = 19 ÷ 2 × 0,40 = 3,8 mol ; n(CO₂) = 6 × 0,40 = 2,4 mol, soit m(CO₂) = 2,4 × 44,0 = 105,6 g ≈ 106 g.
Exemple 2 — le propan-2-ol C₃H₈O, un alcool. CH₃–CH(OH)–CH₃ : 3 CO₂ et 4 H₂O, soit 3 × 2 + 4 = 10 atomes O à droite. L’alcool en apporte 1 : il en faut 9, soit 9/2 O₂. En multipliant par 2 :
2 C₃H₈O + 9 O₂ → 6 CO₂ + 8 H₂O
Vérification : O à gauche 2 + 18 = 20, à droite 12 + 8 = 20.
Réflexe — C, puis H, puis O en dernier ; je n’oublie pas l’atome O de l’alcool ; je vérifie les trois éléments à la fin.
Attention — on ajuste avec les nombres placés devant les formules, jamais en changeant un indice. Un nombre fractionnaire (19/2 O₂) est permis pour écrire l’équation d’une mole de combustible, utile pour les énergies ; on ne le garde pas quand on demande les plus petits nombres entiers.
2 / 5
Énergie libérée et pouvoir calorifique
Énergie molaire de combustion Ecomb (en kJ·mol⁻¹) : énergie échangée par le système avec l’extérieur quand une mole de combustible brûle complètement. C’est l’énergie molaire de réaction de la combustion. Elle est négative : le système cède de l’énergie. Dans ce chapitre, elle est donnée avec l’eau formée à l’état gazeux.
Énergie libérée par la combustion de n moles : Q = n × |Ecomb|, avec n = m ÷ M.
Pouvoir calorifique massique : énergie libérée par la combustion complète d’un kilogramme (ou d’un gramme) de combustible, PC = |Ecomb| ÷ M. Si M est en g·mol⁻¹, PC est en kJ·g⁻¹, ce qui est la même valeur en MJ·kg⁻¹. Alors Q = m × PC.
Conversion : 1 kWh = 3,6 MJ = 3 600 kJ.
| Combustible | Formule | M (g·mol⁻¹) | Ecomb (kJ·mol⁻¹) |
|---|---|---|---|
| méthane | CH₄ | 16,0 | −802 |
| propane | C₃H₈ | 44,0 | −2 044 |
| octane (modèle de l’essence) | C₈H₁₈ | 114 | −5 074 |
| éthanol | C₂H₆O | 46,0 | −1 235 |
| dihydrogène | H₂ | 2,0 | −242 |
Énergies molaires de combustion, eau formée à l’état gazeux.
À masse égale, un alcool libère moins d’énergie qu’un alcane : son atome d’oxygène compte dans la masse, mais il ne brûle pas.
Estimer un pouvoir calorifique par l’expérience
On chauffe une masse m d’eau avec la flamme d’une lampe pesée avant et après. L’énergie reçue par l’eau vaut Q = m × c × Δθ, où c = 4,18 J·g⁻¹·°C⁻¹ est la capacité thermique massique de l’eau (relation admise, étudiée en terminale) et Δθ la hausse de température. Le pouvoir calorifique estimé est PC = Q ÷ (masse de combustible brûlée). On trouve toujours moins que la valeur des tables : une partie de l’énergie chauffe l’air, la canette et le support (pertes thermiques), et la combustion n’est pas complète (suie sous la canette).
Estimer un pouvoir calorifique : on mesure l’échauffement de l’eau et la masse de combustible brûlée.
Exemple 1 — une bouteille de propane de 13 kg. PC = 2 044 ÷ 44,0 ≈ 46,5 kJ·g⁻¹, soit 46,5 MJ·kg⁻¹. n = 13 000 ÷ 44,0 ≈ 295,5 mol, donc Q ≈ 295,5 × 2 044 ≈ 6,04 × 10⁵ kJ, soit environ 604 MJ, ou 604 ÷ 3,6 ≈ 168 kWh.
Exemple 2 — une lampe à éthanol. Elle élève de 25,0 °C la température de 200 g d’eau ; sa masse diminue de 1,20 g. Q = 200 × 4,18 × 25,0 = 20 900 J = 20,9 kJ, donc PC ≈ 20,9 ÷ 1,20 ≈ 17,4 kJ·g⁻¹. Les tables donnent 1 235 ÷ 46,0 ≈ 26,8 kJ·g⁻¹ : la mesure n’en atteint qu’environ 65 %, à cause des pertes thermiques.
Réflexe — Q = n × |Ecomb| ; PC = |Ecomb| ÷ M ; un kJ·g⁻¹ vaut un MJ·kg⁻¹. Je calcule n = m ÷ M avant tout.
Attention — le signe moins de Ecomb traduit une énergie cédée par le système : l’énergie libérée s’écrit en valeur positive. On divise par M pour le pouvoir calorifique, on ne multiplie pas. Et ne confonds pas « Q reçue par l’eau » et « énergie libérée par la flamme » : la première est plus petite.
3 / 5
Estimer une énergie de combustion avec les énergies de liaison
Énergie de liaison D(A–B) : énergie qu’il faut fournir pour rompre une mole de liaisons A–B, l’espèce et les atomes formés étant à l’état gazeux. Elle est positive. Former une mole de liaisons A–B libère la même énergie.
Interprétation microscopique. Au cours de la combustion, les liaisons des réactifs sont rompues et celles des produits sont formées. Pour une transformation en phase gazeuse :
Ecomb ≈ Σ D(liaisons rompues) − Σ D(liaisons formées)
Une combustion est exothermique parce que les liaisons formées (C=O, O–H) libèrent plus d’énergie que n’en coûtent les liaisons rompues.
| Liaison | C–H | C–C | C–O | O–H | O=O | C=O (dans CO₂) |
|---|---|---|---|---|---|---|
| D (kJ·mol⁻¹) | 413 | 348 | 358 | 463 | 498 | 804 |
Énergies de liaison moyennes : les tables varient de quelques kJ·mol⁻¹ d’un auteur à l’autre.
Ces valeurs sont des moyennes sur de nombreuses molécules et supposent toutes les espèces gazeuses : l’estimation est approchée, à quelques pour cent près.
Le modèle des énergies de liaison pour une mole de propane (toutes les espèces à l’état gazeux).
Exemple 1 — le propane. C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O. CH₃–CH₂–CH₃ contient 2 liaisons C–C et 8 liaisons C–H.
Rompues : 2 × 348 + 8 × 413 + 5 × 498 = 6 490 kJ.
Formées : 3 CO₂ contiennent 6 C=O, 4 H₂O contiennent 8 O–H : 6 × 804 + 8 × 463 = 8 528 kJ.
Ecomb ≈ 6 490 − 8 528 = −2 038 kJ·mol⁻¹, très proche de la valeur des tables (−2 044 kJ·mol⁻¹).
Exemple 2 — le méthanol, un alcool. CH₄O + 3/2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. CH₃–OH contient 3 C–H, 1 C–O et 1 O–H.
Rompues : 3 × 413 + 358 + 463 + 1,5 × 498 = 2 807 kJ.
Formées : 2 × 804 + 4 × 463 = 3 460 kJ.
Ecomb ≈ 2 807 − 3 460 = −653 kJ·mol⁻¹ (tables : −638 kJ·mol⁻¹).
Réflexe — j’écris l’équation pour une mole de combustible, je dessine chaque molécule pour compter ses liaisons, je multiplie par les nombres stœchiométriques, puis je fais « rompues − formées ».
Attention — une molécule de CO₂ contient 2 liaisons C=O, une molécule d’eau 2 liaisons O–H, et une molécule de O₂ une seule liaison O=O. Dans un alcool, les liaisons C–O et O–H du combustible sont rompues elles aussi. Un résultat positif pour une combustion signale une soustraction inversée.
4 / 5
Combustions et enjeux de société
Applications. Les combustions chauffent les logements (chaudières, poêles), cuisent les aliments, font avancer voitures, navires et avions, produisent de l’électricité dans les centrales thermiques (gaz, charbon, biomasse) et alimentent des fours industriels.
Risques. Incendies et explosions (fuite de gaz) ; intoxications au monoxyde de carbone, dues à des appareils mal entretenus ou mal aérés : en France, environ 4 000 intoxications nécessitent chaque année une prise en charge médicale immédiate, et l’on recense une centaine de décès ; pollution de l’air par les particules fines (suie) et par les oxydes d’azote, formés à haute température, dans les moteurs, à partir du diazote et du dioxygène de l’air.
Climat. Le dioxyde de carbone est un gaz à effet de serre. Brûler un combustible fossile renvoie dans l’atmosphère du carbone stocké dans le sous-sol depuis des millions d’années : la teneur en CO₂ de l’air augmente. Pour comparer des combustibles, on calcule la masse de CO₂ émise par mégajoule libéré.
Axes d’étude actuels (développement durable).
- Biocarburants et biométhane : leur carbone a été capté récemment par la photosynthèse. Leur combustion émet du CO₂, mais elle n’ajoute pas de carbone fossile. Leur bilan n’est pas nul (culture, engrais, transformation, transport), et ceux de première génération (betterave, blé, maïs) occupent des terres agricoles : on développe des biocarburants dits avancés, à partir de résidus et de déchets.
- Méthanisation : des déchets agricoles, des boues ou des restes alimentaires fermentent sans air et donnent un biogaz riche en méthane, épuré en biométhane puis injecté dans le réseau de gaz.
- Dihydrogène : sa combustion ne forme que de l’eau, mais environ 95 % du dihydrogène est aujourd’hui produit à partir de combustibles fossiles (gaz naturel surtout, charbon, pétrole) ; il ne réduit les émissions que s’il est produit autrement, par exemple par électrolyse de l’eau avec une électricité peu carbonée.
- Consommer moins : isoler les bâtiments, améliorer le rendement des chaudières et des moteurs.
Gaz naturel ou charbon ? Pour libérer 1,00 MJ = 1 000 kJ :
• méthane (Ecomb = −802 kJ·mol⁻¹) : n = 1 000 ÷ 802 ≈ 1,247 mol, et une mole de CH₄ donne une mole de CO₂ : m(CO₂) ≈ 1,247 × 44,0 ≈ 54,9 g ;
• carbone du charbon (C + O₂ → CO₂, Ecomb = −393,5 kJ·mol⁻¹) : n = 1 000 ÷ 393,5 ≈ 2,541 mol, m(CO₂) ≈ 2,541 × 44,0 ≈ 111,8 g.
Pour la même énergie, le charbon émet environ deux fois plus de CO₂ que le gaz naturel : l’hydrogène du méthane fournit de l’énergie en formant de l’eau, pas du CO₂.
Réflexe — pour une masse de CO₂ par MJ : n(combustible) = 1 000 ÷ |Ecomb| (en kJ), puis n(CO₂) avec l’équation, puis m = n × 44,0.
Attention — « biocarburant » ne veut pas dire « sans CO₂ » : sa combustion en émet autant que le combustible fossile équivalent, c’est l’origine du carbone qui change. Le dihydrogène n’est « propre » que si sa production l’est.
5 / 5
Pour aller plus loin
Dans les chapitres voisins. Squelettes carbonés, groupes caractéristiques et noms des alcanes et des alcools : Structure des entités organiques. Fabriquer une espèce organique et calculer un rendement : Synthèse organique : protocole et rendement. Couples oxydant/réducteur et demi-équations : Réactions d’oxydoréduction.
Pour aller plus loin. Le rendement d’une conversion d’énergie se calcule de la même façon en électricité : Énergie électrique : puissance, effet Joule et rendement. En terminale, la relation Q = m × c × Δθ est reliée à la variation de l’énergie interne d’un système : Système thermodynamique : gaz parfait et premier principe.
- Combustion = oxydoréduction exothermique : le combustible (fossile, issu de la biomasse, dihydrogène…) est le réducteur, le dioxygène l’oxydant. Complète : CO₂ et H₂O ; incomplète : aussi CO, toxique, et suie.
- Ajuster : C → CO₂, H → H₂O, O en dernier (sans oublier l’O de l’alcool). Alcane : CₙH₂ₙ₊₂ + (3n + 1)/2 O₂ → n CO₂ + (n + 1) H₂O.
- Q = n × |Ecomb| ; PC = |Ecomb| ÷ M en kJ·g⁻¹ = MJ·kg⁻¹ ; 1 kWh = 3,6 MJ. Mesure : PC ≈ meau × c × Δθ ÷ mbrûlée, plus faible que la valeur des tables.
- Énergies de liaison (espèces gazeuses) : Ecomb ≈ Σ rompues − Σ formées, résultat négatif et approché.
- Enjeux : CO₂ par MJ, monoxyde de carbone, oxydes d’azote ; biocarburants, méthanisation et dihydrogène réduisent le carbone fossile, sans bilan nul.
Questions fréquentes
Pourquoi une combustion est-elle une réaction d’oxydoréduction ?
Le combustible cède des électrons : c’est le réducteur. Le dioxygène en capte, selon O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ = 2 H₂O : c’est l’oxydant. En combinant les demi-équations des deux couples, on retrouve l’équation de la combustion, par exemple CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O.
Comment ajuster l’équation de la combustion complète d’un alcane ou d’un alcool ?
On place autant de CO₂ que d’atomes de carbone, autant de H₂O que la moitié des atomes d’hydrogène, puis on compte l’oxygène en dernier, sans oublier l’atome O de l’alcool. Si le nombre de O₂ est fractionnaire, on multiplie tout par 2.
Qu’est-ce que le pouvoir calorifique massique d’un combustible ?
C’est l’énergie libérée par la combustion complète d’un kilogramme de combustible : PC = |E<sub>comb</sub>| ÷ M. En kJ·g⁻¹, c’est la même valeur qu’en MJ·kg⁻¹. On peut l’estimer en chauffant de l’eau avec une lampe pesée avant et après, mais la mesure est toujours trop faible à cause des pertes thermiques.
Comment estimer une énergie de combustion avec les énergies de liaison ?
On écrit l’équation pour une mole de combustible, on compte les liaisons rompues dans les réactifs et formées dans les produits, puis on calcule E ≈ Σ rompues − Σ formées, toutes les espèces étant gazeuses. Le résultat est négatif et approché, car les énergies de liaison sont des moyennes.
Les biocarburants émettent-ils du CO₂ ?
Oui : leur combustion en émet autant que celle du combustible fossile équivalent. Mais leur carbone a été capté récemment par la photosynthèse, alors que celui des combustibles fossiles était stocké depuis des millions d’années. Leur bilan est réduit, pas nul : culture, engrais et transport consomment de l’énergie.
Moi c'est Ben, j'ai créé ce site pour aider le plus d'élèves possible, partout en France. Je peux aussi reprendre avec toi ce qui coince en cours particulier : en visio, ou à domicile si tu es à Marseille.
Soutien scolaire à Marseille · Cours particuliers au collège · Aide aux devoirs