Combustions : réactions d'oxydoréduction, énergie molaire, pouvoir calorifique

Une combustion est une réaction d'oxydoréduction entre un combustible (le réducteur) et le dioxygène (l'oxydant) qui libère de l'énergie : on la mesure par mole avec l'énergie molaire de réaction et par kilogramme avec le pouvoir calorifique.

Objectifs

Écrire et ajuster l'équation de la combustion complète d'un alcane ou d'un alcool.
Reconnaître dans une combustion une réaction d'oxydoréduction : identifier l'oxydant et le réducteur.
Utiliser l'énergie molaire de réaction et le pouvoir calorifique massique pour calculer l'énergie libérée.
Estimer une énergie de réaction à partir des énergies de liaison.
Citer les effets d'une combustion incomplète et l'enjeu environnemental des combustions.

1. Écrire l'équation d'une combustion complète

Notions clés

Une combustion met en jeu un combustible et un comburant, le dioxygène \(\ce{O2}\). Elle est complète lorsque le dioxygène est en quantité suffisante : un combustible formé de C, H (et éventuellement O) donne alors uniquement \(\ce{CO2}\) et \(\ce{H2O}\).

Exemple résolu : la combustion du butane

Ajuster \(\ce{C4H10 + O2 -> CO2 + H2O}\). Cherche d'abord, puis déroule les étapes.

Carbone : 4 atomes de C à gauche, donc \(4\,\ce{CO2}\) à droite.

Hydrogène : 10 atomes de H à gauche, donc \(5\,\ce{H2O}\) à droite.

Oxygène : à droite \(4\times 2 + 5\times 1 = 13\) atomes O, il faut donc \(\tfrac{13}{2}\,\ce{O2}\) à gauche.

On multiplie tout par 2 pour n'avoir que des entiers : \[\ce{2C4H10 + 13O2 -> 8CO2 + 10H2O}\]

Autres exemples à connaître :

\[\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O} \qquad \ce{C2H6O + 3O2 -> 2CO2 + 3H2O}\]

La seconde équation est celle de l'éthanol \(\ce{CH3-CH2-OH}\), un alcool : l'atome O de l'alcool compte dans le bilan de l'oxygène.

Dans l'équation ajustée C3H8 + x O2 donne 3 CO2 + 4 H2O, que vaut x ?

À droite il y a 3 × 2 + 4 × 1 = 10 atomes d'oxygène, donc il faut 5 molécules de O2.

2. Une combustion est une réaction d'oxydoréduction

Dans une combustion, le combustible est le réducteur : il est oxydé. Le dioxygène est l'oxydant : il est réduit. Pour le méthane, les couples mis en jeu sont \(\ce{CO2}/\ce{CH4}\) et \(\ce{O2}/\ce{H2O}\).

Voir les demi-équations et leur combinaison

En milieu acide (écriture formelle), le méthane est oxydé et le dioxygène est réduit :

\[\ce{CH4 + 2H2O -> CO2 + 8H+ + 8e-} \qquad \ce{O2 + 4H+ + 4e- -> 2H2O}\]

On multiplie la seconde demi-équation par 2 pour échanger 8 électrons :

\[\ce{2O2 + 8H+ + 8e- -> 4H2O}\]

On additionne, puis on simplifie les \(\ce{H+}\) et les \(\ce{H2O}\) présents des deux côtés :

\[\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}\]

Dans la combustion de l'éthanol, quel est l'oxydant ?

Le dioxygène
L'éthanol
Le dioxyde de carbone

Le dioxygène capte des électrons : il est réduit, c'est l'oxydant. L'éthanol, le combustible, est le réducteur.

3. Énergie molaire de réaction et pouvoir calorifique

Notions clés

L'énergie molaire de combustion \(E_m\) est l'énergie échangée quand une mole de combustible brûle. Elle est négative, car le système cède de l'énergie (réaction exothermique). Unité : \(\mathrm{kJ\cdot mol^{-1}}\).
L'énergie libérée par la combustion de \(n\) moles : \(Q = n \times |E_m|\).
Le pouvoir calorifique massique \(PC\) est l'énergie libérée par la combustion d'un kilogramme (ou d'un gramme) de combustible : \[PC = \frac{|E_m|}{M} \qquad \text{et} \qquad Q = m \times PC\]

Combustible	\(M\) (g/mol)	\(E_m\) (kJ/mol)	\(PC\) (kJ/g)
Méthane \(\ce{CH4}\)	16,0	\(-802\)	50,1
Butane \(\ce{C4H10}\)	58,0	\(-2658\)	45,8
Éthanol \(\ce{C2H6O}\)	46,0	\(-1235\)	26,8

Valeurs calculées à partir des enthalpies standard de combustion des tables thermodynamiques (NIST), pour une eau produite à l'état de vapeur.

Manipule : énergie libérée selon la masse

La droite représente \(Q = PC \times m\), avec \(m\) en kg et \(Q\) en MJ (1 kJ/g = 1 MJ/kg). Règle le curseur p sur 50,1 (méthane), 45,8 (butane) ou 26,8 (éthanol) et compare.

Exemple résolu : une bouteille de gaz

Une bouteille contient \(6{,}0\ \mathrm{kg}\) de butane. Quelle énergie libère sa combustion complète ? Cherche d'abord.

Quantité de matière : \(n = \dfrac{m}{M} = \dfrac{6000}{58{,}0} \approx 103{,}4\ \mathrm{mol}\).

Énergie libérée : \(Q = n \times |E_m| = 103{,}4 \times 2658 \approx 2{,}75\times 10^{5}\ \mathrm{kJ}\).

Vérification avec le pouvoir calorifique : \(Q = m \times PC = 6000 \times 45{,}8 \approx 2{,}75\times 10^{5}\ \mathrm{kJ}\), soit environ \(275\ \mathrm{MJ}\).

Quelle énergie libère la combustion de 2,0 mol de méthane (énergie molaire de combustion : -802 kJ/mol) ?

401 kJ
1604 kJ
802 kJ

Q = n × |Em| = 2,0 × 802 = 1604 kJ.

À masse égale, quel combustible du tableau libère le moins d'énergie ?

Le méthane
Le butane
L'éthanol

Son pouvoir calorifique (26,8 kJ/g) est le plus petit : sa molécule contient déjà un atome d'oxygène, elle est en partie « déjà oxydée ».

4. D'où vient l'énergie ? Les énergies de liaison

L'énergie de liaison \(E_{A-B}\) est l'énergie qu'il faut fournir pour casser une mole de liaisons \(A-B\) à l'état gazeux. Pour estimer l'énergie molaire d'une réaction en phase gazeuse :

\[E_m \approx \sum E_{\text{liaisons rompues}} - \sum E_{\text{liaisons formées}}\]

flowchart LR
A[Reactifs] -- energie recue pour rompre --> B[Atomes separes]
B -- energie liberee en formant --> C[Produits]

Si les liaisons formées sont plus « fortes » que les liaisons rompues, il y a plus d'énergie libérée que reçue : la réaction est exothermique.

Exemple résolu : le méthane

Données (valeurs moyennes des tables, en kJ/mol) : \(E_{C-H}=413\), \(E_{O=O}=498\), \(E_{C=O}=799\) (dans \(\ce{CO2}\)), \(E_{O-H}=463\). Estimer \(E_m\) pour \(\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}\).

Voir la solution

\begin{align} \text{Rompues : } & 4E_{C-H} + 2E_{O=O} = 4\times 413 + 2\times 498 = 2648\ \mathrm{kJ} \\ \text{Formées : } & 2E_{C=O} + 4E_{O-H} = 2\times 799 + 4\times 463 = 3450\ \mathrm{kJ} \\ E_m & \approx 2648 - 3450 = -802\ \mathrm{kJ\cdot mol^{-1}} \end{align}

Le signe négatif confirme que la combustion libère de l'énergie. On retrouve la valeur du tableau.

Combien de liaisons O–H sont formées quand une mole de méthane brûle complètement ?

2 moles
4 moles
8 moles

Il se forme 2 moles de H2O et chaque molécule d'eau contient 2 liaisons O–H : 2 × 2 = 4 moles de liaisons.

5. Combustions et environnement

Toute combustion d'un combustible carboné produit du dioxyde de carbone, un gaz à effet de serre qui contribue au réchauffement climatique. Les combustions incomplètes rejettent en plus des suies et du monoxyde de carbone, néfastes pour la santé. Bien régler les flammes, aérer les cuisines et économiser l'énergie (foyers améliorés, cuiseurs solaires) limitent ces effets.

Erreurs fréquentes

Oublier l'oxygène contenu dans un alcool lors de l'ajustement.
Confondre énergie molaire (par mole, kJ/mol) et pouvoir calorifique (par masse, kJ/g ou MJ/kg).
Oublier de convertir la masse en grammes avant de calculer \(n = m/M\).
Prendre le combustible pour l'oxydant : c'est le dioxygène qui est l'oxydant.

Récapitulatif

Combustion complète d'un composé C, H, O : produits \(\ce{CO2}\) et \(\ce{H2O}\) ; on ajuste C, puis H, puis O.
C'est une oxydoréduction : combustible réducteur, dioxygène oxydant.
\(Q = n\times|E_m|\) et \(Q = m\times PC\), avec \(PC = |E_m|/M\).
\(E_m \approx \sum E_{\text{rompues}} - \sum E_{\text{formées}}\) : négative pour une combustion.

Combustion complète

Combustible + O2 donne uniquement CO2 et H2O.

Oxydant et réducteur

Le dioxygène est l'oxydant, le combustible est le réducteur.

Énergie molaire de combustion

Énergie échangée par mole de combustible brûlé, négative, en kJ/mol.

Pouvoir calorifique massique

Énergie libérée par kg de combustible : PC = |Em| / M.

Énergie de liaison

Énergie à fournir pour rompre une mole de liaisons à l'état gazeux.