Combustion des alcanes et des alcools, énergie libérée
Le gaz de ville chauffe ta maison, le butane fait cuire le repas d'un camping, l'essence fait rouler la voiture familiale sur l'autoroute. Dans tous les cas, on brûle un combustible. Quelle quantité d'énergie obtient-on, et combien de dioxyde de carbone rejette-t-on en échange ? C'est la question de cette page.
Équation d'une combustion complète
Une combustion est une réaction d'oxydo-réduction entre un combustible (le réducteur) et le dioxygène (l'oxydant). Elle libère de l'énergie, en grande partie sous forme de chaleur.
Pour un alcane $\mathrm{C_nH_{2n+2}}$ comme pour un alcool, on équilibre dans cet ordre :
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Le carbone. Il y a autant de $\mathrm{CO_2}$ formés que d'atomes de carbone dans le combustible.
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L'hydrogène. Il y a autant de $\mathrm{H_2O}$ que la moitié du nombre d'atomes d'hydrogène.
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L'oxygène en dernier. On compte les atomes O des produits, on retire ceux déjà présents dans le combustible (alcool), et on divise par 2 pour avoir les $\mathrm{O_2}$. On multiplie tout par 2 si un coefficient est fractionnaire.
Écrire et équilibrer l'équation de la combustion complète dans le dioxygène : a) du méthane $\mathrm{CH_4}$ ; b) de l'éthanol $\mathrm{C_2H_5OH}$.
Écrire et équilibrer l'équation de la combustion complète dans le dioxygène : a) du méthane $\mathrm{CH_4}$ ; b) de l'éthanol $\mathrm{C_2H_5OH}$.
On brûle $m = 1,0\ \text{kg}$ d'octane $\mathrm{C_8H_{18}}$ ($M = 114\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$). a) Écrire l'équation de combustion complète. b) Calculer la masse…
On brûle $m = 1,0\ \text{kg}$ d'octane $\mathrm{C_8H_{18}}$ ($M = 114\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$).
- a) Écrire l'équation de combustion complète.
- b) Calculer la masse de dioxyde de carbone produite, $M(\mathrm{CO_2}) = 44,0\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$.
- c) Calculer la masse de $\mathrm{CO_2}$ émise par mégajoule produit, sachant que le pouvoir calorifique de l'octane est $4,8\cdot10^{7}\ \text{J}\cdot\text{kg}^{-1}$.
Énergie molaire et pouvoir calorifique
Une combustion libère de l'énergie parce que la formation des liaisons des produits ($\mathrm{C{=}O}$, $\mathrm{O{-}H}$) libère plus d'énergie que la rupture des liaisons des réactifs n'en consomme. Deux grandeurs permettent de chiffrer cette énergie.
Pourquoi ces formules ? L'énergie est proportionnelle à la quantité brûlée : deux fois plus de matière, deux fois plus d'énergie.
| Combustible | $M$ ($\mathrm{g\cdot mol^{-1}}$) | $PC$ ($\mathrm{MJ\cdot kg^{-1}}$) |
|---|---|---|
| Butane | 58 | ≈ 46 |
| Essence | — | ≈ 45 |
| Éthanol | 46 | ≈ 30 |
| Bois sec | — | ≈ 15 |
L'énergie libérée par la combustion d'une mole de butane est $E_m = 2,66\cdot10^{3}\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$. a) Calculer l'énergie libérée par…
L'énergie libérée par la combustion d'une mole de butane est $E_m = 2,66\cdot10^{3}\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$.
- a) Calculer l'énergie libérée par $n = 0,50\ \text{mol}$.
- b) Calculer l'énergie libérée par $m = 58\ \text{g}$ de butane ($M = 58\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$).
Le pouvoir calorifique de l'essence est $4,5\cdot10^{7}\ \text{J}\cdot\text{kg}^{-1}$. a) Définir le pouvoir calorifique. b) Calculer l'énergie libérée par la combustion…
Le pouvoir calorifique de l'essence est $4,5\cdot10^{7}\ \text{J}\cdot\text{kg}^{-1}$.
- a) Définir le pouvoir calorifique.
- b) Calculer l'énergie libérée par la combustion de $2,0\ \text{kg}$ d'essence.
Une voiture consomme $6,0\ \text{L}$ d'essence aux $100\ \text{km}$. La masse volumique de l'essence est $\rho = 0,75\ \text{kg}\cdot\text{L}^{-1}$ et son pouvoir…
Une voiture consomme $6,0\ \text{L}$ d'essence aux $100\ \text{km}$. La masse volumique de l'essence est $\rho = 0,75\ \text{kg}\cdot\text{L}^{-1}$ et son pouvoir calorifique $4,5\cdot10^{7}\ \text{J}\cdot\text{kg}^{-1}$.
- a) Calculer l'énergie libérée par la combustion sur $100\ \text{km}$.
- b) Le moteur convertit $25\ \%$ de cette énergie en travail mécanique utile. Calculer l'énergie utile par kilomètre.
Bilan énergétique et rendement
L'énergie libérée n'est jamais entièrement utile. Un convertisseur (moteur, chaudière, chauffe-eau) en perd une partie, surtout sous forme de chaleur dissipée.
Quand l'énergie sert à chauffer de l'eau, l'énergie reçue vaut $Q = m_e \times c_e \times \Delta T$, avec $c_e = 4{,}18\ \mathrm{kJ\cdot kg^{-1}\cdot K^{-1}}$ (un écart de $1\ °\mathrm{C}$ vaut $1\ \mathrm{K}$).
Un chauffe-eau à gaz brûle du méthane ($E_m = 8,0\cdot10^{2}\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$) pour chauffer $m_e = 150\ \text{kg}$ d'eau de $15\ °\text{C}$ à…
Un chauffe-eau à gaz brûle du méthane ($E_m = 8,0\cdot10^{2}\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$) pour chauffer $m_e = 150\ \text{kg}$ d'eau de $15\ °\text{C}$ à $55\ °\text{C}$. Donnée : $c_e = 4,18\ \text{kJ}\cdot\text{kg}^{-1}\cdot\text{K}^{-1}$.
- a) Calculer l'énergie reçue par l'eau.
- b) En supposant un rendement de $90\ \%$, calculer la quantité de méthane brûlée.
Une chaudière brûle du gaz naturel assimilé à du méthane. Une famille de Nantes consomme $1,2\cdot10^{4}\ \text{kWh}$ par an d'énergie issue de la combustion (…
Une chaudière brûle du gaz naturel assimilé à du méthane. Une famille de Nantes consomme $1,2\cdot10^{4}\ \text{kWh}$ par an d'énergie issue de la combustion ($1\ \text{kWh} = 3,6\cdot10^{6}\ \text{J}$). Données : $E_m = 8,0\cdot10^{2}\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$ ; $M(\mathrm{C}) = 12,0\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$ ; $M(\mathrm{O}) = 16,0\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$.
- a) Calculer la quantité de méthane brûlée par an.
- b) Calculer la masse de $\mathrm{CO_2}$ rejetée.
- c) Calculer le volume de dioxygène consommé à $V_m = 24,0\ \text{L}\cdot\text{mol}^{-1}$.
CO₂ émis, combustion incomplète et enjeux
L'équation de réaction relie les quantités de matière : pour le propane, $1\ \mathrm{mol}$ brûlée donne $3\ \mathrm{mol}$ de $\mathrm{CO_2}$, soit $3 \times 44{,}0 = 132\ \mathrm{g}$.
Combustion incomplète. Si le dioxygène manque (local mal aéré, chaudière mal réglée), il se forme du monoxyde de carbone $\mathrm{CO}$, voire du carbone (suie). Par exemple : $2\,\mathrm{CH_4} + 3\,\mathrm{O_2} \rightarrow 2\,\mathrm{CO} + 4\,\mathrm{H_2O}$. Le $\mathrm{CO}$ peut encore brûler en $\mathrm{CO_2}$ en libérant de l'énergie : la combustion incomplète libère donc moins d'énergie que la complète, et surtout le $\mathrm{CO}$ est un gaz inodore et toxique, d'où l'obligation d'aérer et de faire entretenir les chaudières.
On compare l'éthanol ($\mathrm{C_2H_5OH}$, $M = 46,0\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$, $E_m = 1,37\cdot10^{3}\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$) et le butane…
On compare l'éthanol ($\mathrm{C_2H_5OH}$, $M = 46,0\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$, $E_m = 1,37\cdot10^{3}\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$) et le butane ($\mathrm{C_4H_{10}}$, $M = 58,0\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$, $E_m = 2,66\cdot10^{3}\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$).
- a) Écrire les deux équations de combustion complète.
- b) Calculer les pouvoirs calorifiques massiques de chaque combustible en $\text{MJ}\cdot\text{kg}^{-1}$.
- c) Calculer, pour chacun, la masse de $\mathrm{CO_2}$ émise par mégajoule libéré et conclure sur l'intérêt de l'éthanol comme biocarburant, en nuançant.
Lors d'une combustion incomplète, le méthane peut former du monoxyde de carbone selon $2\,\mathrm{CH_4} + 3\,\mathrm{O_2} \rightarrow 2\,\mathrm{CO} + 4\,\mathrm{H_2O}$.…
Lors d'une combustion incomplète, le méthane peut former du monoxyde de carbone selon $2\,\mathrm{CH_4} + 3\,\mathrm{O_2} \rightarrow 2\,\mathrm{CO} + 4\,\mathrm{H_2O}$.
- a) Montrer que cette combustion libère moins d'énergie par mole de méthane que la combustion complète, sachant que $E_m(\text{complète}) = 8,0\cdot10^{2}\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$ et que l'énergie libérée par la combustion de $\mathrm{CO}$ en $\mathrm{CO_2}$ vaut $283\ \text{kJ}\cdot\text{mol}^{-1}$.
- b) Calculer l'énergie libérée par mole de méthane lors de la combustion incomplète.
- c) Expliquer pourquoi il faut aérer un local équipé d'une chaudière.
Vers le début : le chauffage au gaz d'une famille de Nantes se calcule avec $n = E/E_m$, puis la masse de $\mathrm{CO_2}$ avec l'équation de réaction.
L'essentiel
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Combustion complète d'un alcane ou d'un alcool : produits $\mathrm{CO_2}$ et $\mathrm{H_2O}$ ; on équilibre C, puis H, puis O.
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$E = n \times E_m$ et $E = m \times PC$, avec $PC = E_m/M$ ($\mathrm{kJ\cdot g^{-1}} = \mathrm{MJ\cdot kg^{-1}}$).
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Avec un volume : $m = \rho \times V$ ; avec des kWh : $1\ \mathrm{kWh} = 3{,}6\times10^{6}\ \mathrm{J}$.
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Rendement : $\eta = E_{utile}/E_{libérée}$ ; chauffage de l'eau : $Q = m_e\,c_e\,\Delta T$.
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Le $\mathrm{CO_2}$ émis se calcule avec les coefficients de l'équation ; la combustion incomplète produit du $\mathrm{CO}$ toxique et libère moins d'énergie.