Combustions : énergie libérée et enjeux

Complète avec le mot du cours.

1. Le gaz naturel distribué par le réseau est constitué en grande partie de .
   Le gaz naturel est surtout du méthane CH₄.
2. Pétrole, gaz naturel et charbon, formés en millions d’années à partir de restes d’êtres vivants, sont des combustibles .
   Ce sont des combustibles fossiles : leur carbone était stocké dans le sous-sol.
3. Le bois, le bioéthanol et le biométhane sont des combustibles issus de la .
   Leur carbone vient de plantes ou de déchets récents : ils sont issus de la biomasse.
4. Dans une combustion, le dioxygène capte des électrons : c’est l’.
   Une espèce qui capte des électrons est un oxydant : O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ = 2 H₂O.
5. Le combustible cède des électrons : c’est le .
   Une espèce qui cède des électrons est un réducteur.

Combustion complète du butane C₄H₁₀ à l’aide des demi-équations des couples CO₂/C₄H₁₀ et O₂/H₂O.

1. 4 CO₂ + H⁺ + e⁻ = C₄H₁₀ + 8 H₂O
   Hydrogène : 10 atomes H dans C₄H₁₀ et 16 dans 8 H₂O, soit 26 H⁺ à gauche. Charge : à droite 0, donc 26 électrons à gauche pour compenser les 26 charges +.
2. O₂ + 4 H⁺ + e⁻ = 2 H₂O
   Charge à gauche : +4 − 4 = 0, comme à droite : 4 électrons.
3. On multiplie la demi-équation du butane par 2 : nombre d’électrons échangés :
   2 × 26 = 52 électrons.
4. Équation : 2 C₄H₁₀ + O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O
   Il faut 52 ÷ 4 = 13 molécules de dioxygène : 2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O (O : 26 = 16 + 10).

Combustions incomplètes : raisonne.

1. Combustion incomplète de l’éthanol : C₂H₆O + O₂ → 2 CO + 3 H₂O
   O à droite : 2 + 3 = 5 ; l’éthanol en apporte 1, il en faut 4, soit 2 O₂.
2. Combustion très incomplète du méthane, qui forme de la suie : CH₄ + O₂ → C + H₂O
   H : 4 = 2 × 2 ; O : 2 = 2 × 1. Le carbone reste à l’état de suie.
3. Le monoxyde de carbone se fixe sur l’ du sang, à la place du dioxygène.
   Fixé sur l’hémoglobine, il empêche le transport du dioxygène vers les organes.
4. Pour une même quantité de combustible, une combustion incomplète libère d’énergie qu’une combustion complète.
   Une partie du carbone ne devient pas du CO₂ : elle libère moins d’énergie.

Complète les formules et les équations (plus petits nombres entiers).

1. Formule brute de l’alcane à 8 atomes de carbone : C₈H
   CₙH₂ₙ₊₂ avec n = 8 : 2 × 8 + 2 = 18.
2. Formule brute d’un alcool à 4 atomes de carbone, sans cycle, à un seul groupe –OH : C₄HO
   CₙH₂ₙ₊₂O avec n = 4 : 10 atomes H.
3. 2 C₁₂H₂₆ + O₂ → 24 CO₂ + 26 H₂O
   O à droite : 24 × 2 + 26 = 74, soit 37 O₂.
4. C₆H₁₄O + O₂ → 6 CO₂ + 7 H₂O
   O à droite : 12 + 7 = 19 ; l’alcool en apporte 1 : 18 atomes, soit 9 O₂.

On brûle 0,0500 mol de nonane C₉H₂₀, le dioxygène étant en excès : C₉H₂₀ + 14 O₂ → 9 CO₂ + 10 H₂O. M(CO₂) = 44,0 g·mol⁻¹ ; M(H₂O) = 18,0 g·mol⁻¹.

1. Dioxygène consommé par la combustion du nonane : mol
   n(O₂) = 14 × 0,0500 = 0,700 mol.
2. Dioxyde de carbone formé par cette combustion : mol
   n(CO₂) = 9 × 0,0500 = 0,450 mol.
3. Masse de dioxyde de carbone formée : g
   m = 0,450 × 44,0 = 19,8 g.
4. Masse d’eau formée : g
   n(H₂O) = 10 × 0,0500 = 0,500 mol ; m = 0,500 × 18,0 = 9,00 g.

Repère les erreurs et corrige.

1. Un élève écrit 2 C₉H₂₀O + 28 O₂ → 18 CO₂ + 20 H₂O pour le nonan-1-ol. Atomes O à gauche : ; à droite :
   À gauche : 2 + 28 × 2 = 58 ; à droite : 18 × 2 + 20 = 56. L’équation n’est pas ajustée.
2. Il a recopié l’équation du nonane sans compter l’oxygène de l’alcool. Nombre correct de O₂ devant 2 C₉H₂₀O :
   Les deux molécules d’alcool apportent 2 atomes O : il en faut 56 − 2 = 54, soit 27 O₂ : 2 C₉H₂₀O + 27 O₂ → 18 CO₂ + 20 H₂O.
3. Pour une mole d’alcane CₙH₂ₙ₊₂, le nombre de O₂ vaut (3n + 1)/2. Pour l’icosane C₂₀H₄₂ :
   (3 × 20 + 1) ÷ 2 = 61 ÷ 2 = 30,5.
4. Un autre écrit CH₄ + O₂ → CO₂ + 2 H₂. L’hydrogène du combustible forme en réalité de l’.
   Les atomes H s’unissent à des atomes O : ils forment de l’eau, jamais du dihydrogène. CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O.

L’hexane C₆H₁₄ (M = 86,0 g·mol⁻¹) a pour énergie molaire de combustion E_comb = −3 857 kJ·mol⁻¹, eau formée à l’état gazeux.

1. Énergie libérée par la combustion de 0,500 mol d’hexane : kJ
   Q = 0,500 × 3 857 = 1 928,5 kJ.
2. Pouvoir calorifique massique de l’hexane, à 3 chiffres significatifs : kJ·g⁻¹
   PC = 3 857 ÷ 86,0 ≈ 44,8 kJ·g⁻¹, soit 44,8 MJ·kg⁻¹.
3. Une énergie de 2,0 kWh vaut MJ.
   2,0 × 3,6 = 7,2 MJ.
4. E_comb est négative parce que le système de l’énergie au milieu extérieur.
   Le signe moins traduit une énergie cédée par le système.

On compare deux combustibles. Butane C₄H₁₀ : M = 58,0 g·mol⁻¹, E_comb = −2 660 kJ·mol⁻¹. Méthanol CH₄O : M = 32,0 g·mol⁻¹, E_comb = −638 kJ·mol⁻¹ (eau gazeuse dans les deux cas).

1. PC du butane ≈ kJ·g⁻¹ ; PC du méthanol ≈ kJ·g⁻¹
   Butane : 2 660 ÷ 58,0 ≈ 45,9 kJ·g⁻¹ ; méthanol : 638 ÷ 32,0 ≈ 19,9 kJ·g⁻¹.
2. Masse de butane à brûler pour libérer 5,00 MJ : ≈ g
   n = 5 000 ÷ 2 660 ≈ 1,880 mol ; m ≈ 1,880 × 58,0 ≈ 109 g.
3. Masse de méthanol à brûler pour libérer 5,00 MJ : ≈ g
   n = 5 000 ÷ 638 ≈ 7,837 mol ; m ≈ 7,837 × 32,0 ≈ 251 g.
4. Pour la même énergie, il faut environ fois plus de méthanol que de butane, en masse (au dixième).
   251 ÷ 109 ≈ 2,3 : c’est aussi le rapport des pouvoirs calorifiques. Le méthanol contient déjà de l’oxygène, qui pèse sans brûler.

Pour estimer le pouvoir calorifique du propan-1-ol, on chauffe 150 g d’eau dans une canette avec une lampe à propan-1-ol. La lampe perd 0,80 g et la température de l’eau monte de 28,0 °C. Énergie reçue par l’eau : Q = m × c × Δθ, avec c = 4,18 J·g⁻¹·°C⁻¹.

1. Énergie reçue par l’eau : ≈ kJ
   Q = 150 × 4,18 × 28,0 = 17 556 J ≈ 17,6 kJ.
2. Pouvoir calorifique estimé : ≈ kJ·g⁻¹
   PC ≈ 17,556 ÷ 0,80 ≈ 21,9 kJ·g⁻¹.
3. Les tables donnent 30,7 kJ·g⁻¹ : la mesure en représente environ %
   21,9 ÷ 30,7 ≈ 0,71, soit environ 71 %.
4. L’énergie qui chauffe l’air, la canette et le support constitue des thermiques.
   Ce sont des pertes thermiques ; s’y ajoute une combustion incomplète si de la suie se dépose.

Compte les liaisons.

1. Dans une molécule d’hexane C₆H₁₄ : liaisons C–H : ; liaisons C–C :
   Chaque atome H est lié à un C : 14 liaisons C–H ; une chaîne de 6 atomes C compte 5 liaisons C–C.
2. Liaisons C=O dans 3 molécules de CO₂ :
   O=C=O : 2 liaisons C=O par molécule, soit 6.
3. Liaisons O–H dans 4 molécules d’eau :
   H–O–H : 2 liaisons O–H par molécule, soit 8.
4. Dans l’éthanol CH₃–CH₂–OH : liaisons C–H : ; C–O : ; O–H :
   5 liaisons C–H (3 + 2), 1 liaison C–O et 1 liaison O–H, plus une liaison C–C.

Combustion de l’éthane, toutes espèces gazeuses : C₂H₆ + 7/2 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O. Énergies de liaison (kJ·mol⁻¹) : C–H 413 ; C–C 348 ; O=O 498 ; C=O (dans CO₂) 804 ; O–H 463. M(C₂H₆) = 30,0 g·mol⁻¹.

1. Somme des énergies des liaisons rompues : kJ
   CH₃–CH₃ : 1 C–C et 6 C–H, plus 3,5 O=O : 348 + 6 × 413 + 3,5 × 498 = 348 + 2 478 + 1 743 = 4 569 kJ.
2. Somme des énergies des liaisons formées : kJ
   4 C=O et 6 O–H : 4 × 804 + 6 × 463 = 3 216 + 2 778 = 5 994 kJ.
3. Énergie molaire de combustion estimée : kJ·mol⁻¹
   4 569 − 5 994 = −1 425 kJ·mol⁻¹.
4. Énergie libérée par la combustion de 45,0 g d’éthane : ≈ kJ
   n = 45,0 ÷ 30,0 = 1,50 mol ; Q = 1,50 × 1 425 = 2 137,5 kJ ≈ 2,14 × 10³ kJ.

Pour le méthane, CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O, la valeur mesurée (eau gazeuse) est −802 kJ·mol⁻¹. On prend C–H 413, O=O 498 et O–H 463 kJ·mol⁻¹, et l’on cherche la valeur de D(C=O) dans CO₂ qui rendrait l’estimation exacte.

1. Somme des énergies des liaisons rompues : kJ
   4 × 413 + 2 × 498 = 1 652 + 996 = 2 648 kJ.
2. Énergie des liaisons O–H formées : kJ
   2 H₂O = 4 liaisons O–H : 4 × 463 = 1 852 kJ.
3. Valeur de D(C=O) qui donne exactement −802 kJ·mol⁻¹ : kJ·mol⁻¹
   2 648 − (2 D + 1 852) = −802, donc 2 D = 2 648 − 1 852 + 802 = 1 598 et D = 799 kJ·mol⁻¹.
4. Les énergies de liaison des tables changent de quelques kJ·mol⁻¹ d’un auteur à l’autre : ce sont des valeurs .
   Ce sont des valeurs moyennes sur de nombreuses molécules : l’estimation n’est qu’approchée.

Complète avec le mot du cours.

1. Le principal gaz à effet de serre rejeté par les combustions est le .
   C’est le dioxyde de carbone CO₂.
2. La transforme des déchets agricoles ou des boues en biogaz riche en méthane.
   C’est la méthanisation : une fermentation sans air.
3. Dans un moteur, à haute température, le diazote et le dioxygène de l’air forment des oxydes d’.
   Ces oxydes d’azote polluent l’air ; l’azote vient de l’air, pas du carburant.
4. Le carbone d’un biocarburant a été capté récemment dans l’atmosphère par la des plantes.
   Les plantes fixent le CO₂ de l’air par photosynthèse.

CO₂ émis par mégajoule. Butane : C₄H₁₀ + 13/2 O₂ → 4 CO₂ + 5 H₂O, E_comb = −2 660 kJ·mol⁻¹. Méthanol : CH₄O + 3/2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O, E_comb = −638 kJ·mol⁻¹. M(CO₂) = 44,0 g·mol⁻¹.

1. Quantité de butane à brûler pour libérer 1,00 MJ : ≈ mol
   n = 1 000 ÷ 2 660 ≈ 0,376 mol.
2. Masse de CO₂ émise par MJ avec le butane : ≈ g
   n(CO₂) = 4 × 0,3759 ≈ 1,504 mol ; m ≈ 1,504 × 44,0 ≈ 66,2 g.
3. Masse de CO₂ émise par MJ avec le méthanol : ≈ g
   n = 1 000 ÷ 638 ≈ 1,567 mol = n(CO₂) ; m ≈ 1,567 × 44,0 ≈ 69,0 g.
4. Pour la même énergie, le combustible qui émet le moins de CO₂ est le .
   66,2 g < 69,0 g : c’est le butane, à condition de comparer des combustibles de même origine. Un méthanol issu de biomasse aurait un bilan net plus faible.

Raisonne sur l’origine du carbone et les limites.

1. Le dihydrogène brûle en ne formant que de l’.
   2 H₂ + O₂ → 2 H₂O : il ne se forme que de l’eau.
2. Le carbone des combustibles fossiles était stocké dans le sous-sol depuis des d’années.
   Depuis des millions d’années : le brûler ajoute du CO₂ à l’atmosphère.
3. Les biocarburants de première génération, tirés du blé, du maïs ou de la betterave, concurrencent les cultures .
   Ils occupent des terres qui pourraient nourrir : concurrence avec les cultures alimentaires.
4. Culture, engrais et transport d’un biocarburant consomment une énergie souvent d’origine : son bilan carbone n’est pas nul.
   Machines, engrais et camions consomment surtout de l’énergie fossile.