Ressources · 1ʳᵉ · Physique-chimie (spécialité)
Fiche de révision : Combustions et énergie
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.
Combustions : énergie libérée et enjeux
Fiche méthode
(Physique-chimie 1re spécialité · Constitution et transformations de la matière · Conversion de l’énergie stockée dans la matière organique)
La démarche pour toute question sur une combustion
1. J’écris l’équation ajustée pour une mole de combustible : C, puis H, puis O.
2. Je calcule les quantités : n = m ÷ M, puis les proportions de l’équation.
3. Je calcule l’énergie : Q = n × |Ecomb|, PC = |Ecomb| ÷ M, ou l’estimation « rompues − formées ».
4. Je conclus : signe, unité, CO₂ émis par MJ, enjeux.
Cas 1 · Oxydant, réducteur et produits
Réflexe — combustible = réducteur, dioxygène = oxydant ; assez de dioxygène : CO₂ et H₂O ; sinon CO et suie en plus.
Exemple. Le dihydrogène brûle dans le dioxygène. Couples H⁺/H₂ et O₂/H₂O : retrouver l’équation à l’aide des demi-équations.
Réducteur : H₂ = 2 H⁺ + 2 e⁻, à multiplier par 2 (4 électrons).
Oxydant : O₂ + 4 H⁺ + 4 e⁻ = 2 H₂O.
Somme simplifiée : 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O.
Attention — les demi-équations sont une écriture formelle : on simplifie H⁺, e⁻ et H₂O avant de conclure.
Cas 2 · Ajuster une combustion complète
Réflexe — C → CO₂ ; H → H₂O ; O en dernier, avec l’O de l’alcool ; puis tout × 2 si besoin.
Exemple. Écrire l’équation de la combustion complète du décane C₁₀H₂₂ avec les plus petits nombres entiers.
10 CO₂ et 11 H₂O, soit 20 + 11 = 31 atomes O : 31/2 O₂.
× 2 : 2 C₁₀H₂₂ + 31 O₂ → 20 CO₂ + 22 H₂O.
Attention — on n’ajuste jamais en changeant un indice.
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Cas 3 · Énergie libérée et pouvoir calorifique
Réflexe — n = m ÷ M ; Q = n × |Ecomb| ; PC = |Ecomb| ÷ M ; mesure : PC ≈ meau × c × Δθ ÷ mbrûlée.
Exemple. Heptane C₇H₁₆ : M = 100 g·mol⁻¹, Ecomb = −4 466 kJ·mol⁻¹. Énergie libérée par 50,0 g ? Pouvoir calorifique ?
n = 50,0 ÷ 100 = 0,500 mol ; Q = 0,500 × 4 466 = 2 233 kJ.
PC = 4 466 ÷ 100 ≈ 44,7 kJ·g⁻¹ = 44,7 MJ·kg⁻¹.
Attention — valeur absolue de Ecomb ; 1 kWh = 3,6 MJ ; un PC mesuré est plus faible que celui des tables.
Cas 4 · Estimer E<sub>comb</sub> avec les énergies de liaison
Réflexe — équation pour une mole ; compter les liaisons ; E ≈ rompues − formées.
Exemple. Estimer l’énergie molaire de combustion du butane C₄H₁₀ (C–H 413 ; C–C 348 ; O=O 498 ; C=O 804 ; O–H 463 kJ·mol⁻¹).
C₄H₁₀ + 13/2 O₂ → 4 CO₂ + 5 H₂O.
Rompues : 3 × 348 + 10 × 413 + 6,5 × 498 = 8 411 kJ.
Formées : 8 × 804 + 10 × 463 = 11 062 kJ.
E ≈ 8 411 − 11 062 = −2 651 kJ·mol⁻¹.
Attention — CO₂ = 2 liaisons C=O, H₂O = 2 liaisons O–H ; résultat négatif pour une combustion.
Cas 5 · CO₂ émis par mégajoule
Réflexe — n = 1 000 ÷ |Ecomb| ; n(CO₂) par l’équation ; m = n × 44,0.
Exemple. Hexane C₆H₁₄ : Ecomb = −3 857 kJ·mol⁻¹. Masse de CO₂ émise par MJ ?
n ≈ 1 000 ÷ 3 857 ≈ 0,25927 mol ; n(CO₂) = 6 n ≈ 1,5556 mol.
m ≈ 1,5556 × 44,0 ≈ 68,4 g de CO₂ par MJ.
Attention — un biocarburant émet du CO₂ en brûlant : c’est l’origine récente de son carbone qui réduit le bilan.
Les pièges
- Oublier l’atome d’oxygène de l’alcool en ajustant l’équation.
- Faire « formées − rompues » : l’énergie de combustion trouvée devient positive.
- Calculer PC = |Ecomb| × M au lieu de |Ecomb| ÷ M.
- Confondre le monoxyde de carbone CO, toxique, et le dioxyde de carbone CO₂.
- Croire qu’un biocarburant ou le dihydrogène n’entraîne aucune émission de CO₂.
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