Écrire l’équation d’une réaction de combustion :

-  Recopier et ajuster les équations des réactions de combustions suivantes :

a)-  CH₄ (g) + … O₂ (g)  → … CO₂ (g) + … H₂O (g)

b)-  C₂H₆ (g) + … O₂ (g)  → … CO₂ (g) + … H₂O (g)

c)-  C₃H₈O (g) + … O₂ (g)  → … CO₂ (g) + … H₂O (g)

Écrire l’équation d’une réaction de combustion :

-  Équations des réactions de combustions complètes :

-  Méthode :

-  On équilibre :

-  En premier l’élément carbone C ;

-  Puis l’élément hydrogène H

-  Et enfin l’élément oxygène O.

-  Si pour l’élément oxygène, on obtient un nombre impair,

 on peut multiplier par deux les différents coefficients stœchiométriques.

a)-  1 CH₄ (g) + 2 O₂ (g)  → 1 CO₂ (g) + 2 H₂O (g)

b)-  2 C₂H₆ (g) + 7 O₂ (g)  → 4 CO₂ (g) + 6 H₂O (g)

c)-  2 C₃H₈O (g) + 9 O₂ (g)  → 6 CO₂ (g) + 8 H₂O (g)

Calculer une énergie libérée :

Pour réchauffer des aliments, il est possible d’utiliser une bouteille de gaz de butane C₄H₁₀.

Une bouteille contient une masse m = 227 g de butane.

-  Déterminer l’énergie libérée lors de la combustion de la totalité du butane contenu dans la bouteille.

-  On donne PC (butane) = 46,4 MJ . kg^–1

Calculer une énergie libérée :

-  Énergie  libérée lors de la combustion de la totalité du butane contenu dans la bouteille.

-  On donne PC (butane) = 46,4 MJ . kg^–1

-  PC représente le pouvoir calorifique du butane :

-  Formule du butane C₄H₁₀.

-  Masse de butane : m = 227 g

- Énergie transférée Q par la combustion d’une masse m de combustible

-  Relation :

-  Q = – m . PC

-  Q  = – 227× 10^–3 × 46,4

-  Q ≈ – 10,53 MJ

-  Q ≈ – 10,5 MJ

-  Q < 0

-  Cette énergie est définie par rapport au système chimique qui contient le combustible.

-  Le système chimique est le système de référence.

-  Il cède de l’énergie au milieu extérieur.

Déterminer une énergie de liaison :

Le dihydrogène H₂ (g) est un combustible des piles à hydrogène.

Il brûle au contact du dioxygène O₂ (g) selon la réaction suivante :

H₂ (g) + ½  O₂ (g) → H₂O (g)

Diagramme énergétique :

1.  Citer un autre combustible utilisé dans les transports.

2.  À l’aide du diagramme, estimer la valeur de l’énergie de liaison O – H dans l’eau.

Estimer une énergie de combustion :

À la campagne certains habitants utilisent du gaz propane pour se chauffer.

1.  Citer un autre combustible usuel utilisé dans l’habitat.

2.  Écrire l’équation de la réaction de combustion du propane.

3.  Dénombrer les liaisons rompues et formées.

4.  En déduire l’énergie molaire de combustion du propane.

-  Données :

 -  Formule développée du propane :

Choisir un combustible :

-  Écrire les équations de combustion complète du méthane CH₄ (g) et du butane C₄H₁₀ (g).

-  Évaluer la masse de dioxyde de carbone CO₂ (g) produite par chacune des réactions de combustion lorsqu’elles libèrent une énergie Q = – 200 kJ.

-  En déduire pour une même énergie libérée, le combustible qui génère le moins de CO₂.

-  Données :

-  M (CO₂) = 44,0 g . mol^–1

-  E_comb (CH₄) = – 800 kJ . mol^–1.

-  E_comb (C₄H₁₀) = – 2900 kJ . mol^–1.

Choisir un combustible :

-  Équations de combustion complète du méthane CH₄ (g) et du butane C₄H₁₀ (g).

-  Combustion complète du méthane :

-  Combustion complète du butane :

-  Masse de dioxyde de carbone CO₂ (g) produite par chacune des réactions de combustion :

-   Énergie libérée :  Q = – 200 kJ.

►  Énergie transférée Q par la combustion d’une quantité n de combustible :

-  Q = n . E_comb

-  Tableau :

-  Pour le méthane :

-  Q = n (CH₄) . E_comb (CH₄)

-  Pour le butane :

-  Q = n (C₄H₁₀) . E_comb (C₄H₁₀)

-  L’énergie transférée Q peut aussi se calculer à partir du pouvoir calorifique PC :

-  Comme on veut connaître la masse de dioxyde de carbone produite, :

►  Cas du méthane :

-  La combustion de 1 mole de méthane génère la formation de 1 mole de dioxyde de carbone :

-  n (CH₄) = n (CO₂)

-  comme on veut connaître la masse de dioxyde de carbone, on utilise la relation suivante :

-  m (CO₂) = n (CO₂) . M (CO₂)

-  En combinant les relations, on obtient :

-  Q = n (CH₄) . E_comb (CH₄) = n (CO₂) . E_comb (CH₄)

-   

-  et m (CO₂) = n (CO₂) . M (CO₂)

-   

-  Application numérique :

-   

►  Cas du butane :

-  La combustion de 1 mole de butane génère la formation de 4 moles de dioxyde de carbone :

-  n (CO₂) = 4 n (C₄H₁₀)

-   

-  Application numérique :

-   

-  Combustible qui génère le moins de CO₂.

-  Le méthane CH₄ (g) génère moins de dioxyde de carbone CO₂ (g) que le butane C₄H₁₀ (g).

Élimination du CO₂ d’un véhicule GPL :

Un véhicule fonctionnant au GPL (gaz de pétrole liquéfié) consomme en moyenne 10,0 L de carburant au 100 km.

Le GPL utilisé est constitué en volume d’un mélange de 50 % de butane C₄H₁₀ et 50 % de propane C₃H₈.

-  Comparer la masse de dioxyde de carbone produite par ce véhicule sur un parcours de 1,0 km à celle d’un véhicule à essence de classe A.

1.  Écrire les formules semi-développées du propane et du butane.

2.  Écrire les équations de réaction de combustion complète.

3.  Calculer, pour 1,0 km parcouru, la masse de dioxyde de carbone rejeté dans l’atmosphère par la combustion :

-  Du butane consommé ;

-  Du propane consommé.

4.  Comparer la masse de dioxyde de carbone produite par ce véhicule sur un parcours de 1,0 km à celle d’un véhicule à essence de classe A.

-  Données :

-   ρ_butane,liq = 585 g . L^–1

-  ρ_propane,liq = 515 g . L^–1

-  M (C₄H₁₀) = 58,0 g . mol^–1

-  M (C₃H₈) = 44,0 g . mol^–1

-  M (CO₂) = 44,0 g . mol^–1

-  Un véhicule de classe A rejette au maximum 100 g de CO₂ par kilomètre parcouru.

Élimination du CO₂ d’un véhicule GPL :

Un véhicule fonctionnant au GPL (gaz de pétrole liquéfié) :

-  Consommation :

-  C = 0,100 L . km^–1

-  Le GPL est constitué d’un mélange en volume :

-  de 50 % de butane C₄H₁₀ et 50 % de propane C₃H₈.

-  Données :

-   ρ_butane,liq = 585 g . L^–1

-  ρ_propane,liq = 515 g . L^–1

-  M (C₄H₁₀) = 58,0 g . mol^–1

-  M (C₃H₈) = 44,0 g . mol^–1

-  M (CO₂) = 44,0 g . mol^–1

-  Un véhicule de classe A rejette au maximum 100 g de CO₂ par kilomètre parcouru.

1.  Formules semi-développées du propane et du butane.

-  Le propane :

-  Le butane :

2.  Écrire les équations de réaction de combustion complète.

-  Combustion complète du propane :

-  Combustion complète du butane :

3.  Calcul, pour 1,0 km parcouru, de la masse de dioxyde de carbone rejeté dans

l’atmosphère par la combustion :

►  Du butane consommé ;

-  Volume de butane liquide consommé pour 1 km :

-   

-  Masse de butane consommé pour 1 km

-   

-  Quantité de matière de butane consommé pour 1 km :

-   

-  Quantité de matière de dioxyde de carbone produit :

-  La combustion de 1 mole de butane produit 4 moles de dioxyde de carbone :

-  n (CO₂) = 4 n (C₄H₁₀)

-   

-  Et enfin , masse de CO₂ formé :

-   

-  Application numérique :

-   

►  Du propane consommé :

-  Volume de propane liquide consommé pour 1 km :

-   

-  Masse de propane consommé pour 1 km

-   

-  Quantité de matière de propane consommé pour 1 km :

-   

-  Quantité de matière de dioxyde de carbone produit :

-  La combustion de 1 mole de propane produit 3 moles de dioxyde de carbone :

-  n (CO₂) = 3 n (C₃H₈)

-   

-  Et enfin , masse de CO₂ formé :

-   

-  Application numérique :

-  

 4.  Comparaison :

-  Masse de dioxyde de carbone produite par ce véhicule sur un parcours de 1,0 km :

-  m (CO₂) ≈ 88,8 + 61,8

-  m (CO₂) ≈ 88,8 + 77,3

-  m (CO₂) ≈ 166 g

-  Un véhicule de classe A rejette au maximum 100 g de CO₂ par kilomètre parcouru.

-  Le véhicule fonctionnant au GPL rejette, au km,  plus de dioxyde de carbone

  que le véhicule de classe A.

Composition du carburant E 15 :

Le carburant E 15, mélange d’essence et d’agroéthanol, limite la consommation d’énergie fossile.

1.  Écrire l’équation de la réaction de combustion complète de l’éthanol C₂H₆O (ℓ).

2.  Estimer l’énergie molaire de combustion de l’éthanol et en déduire le pouvoir calorifique de l’éthanol.

3.  Sachant que le pouvoir calorifique du carburant E 15 est de 46 × 10³ kJ . kg^–1,

calculer le pourcentage massique en éthanol du carburant.

-  Données :

-  Formule développée de l’éthanol :

-  PC (essence) = 48 × 10³ kJ . kg^–1

-  M (éthanol) = 46 g . mol^–1

Composition du carburant E 15 :

1.  Équation de la réaction de combustion complète de l’éthanol C₂H₆O (ℓ).

2.  Estimer l’énergie molaire de combustion de l’éthanol et en déduire le pouvoir calorifique de l’éthanol.

-  Énergie molaire de combustion E_comb de l’éthanol

-  Au cours de la combustion d’une mole d’éthanol,

►   Les liaisons rompues :

-  1 × 5 moles de liaisons  C – H

-  1 × 1 mole de liaisons C – O

-  1 × 1 mole de liaisons H – O

-  1 × 1 mole de liaisons C – C

-  3 × 1 mole de liaison O = O

-  E_ℓrompues = 5 × E_ℓ (C – H) + 1 × E_ℓ (C – O) + 1 × E_ℓ (O – H) + 1× E_ℓ (C – C)  + 3 × E_ℓ (O = O)

-  E_ℓrompues = 5 × 413 + 1 × 360 + 1 × 463 + 1 × 348 + 3 × 496

-  E_ℓrompues ≈ 4,724 × 10³ kJ . mol^–1

-  E_ℓrompues ≈ 4,72 × 10³ kJ . mol^–1

-  Au cours de la combustion d’une mole d’éthanol,

►  Les liaisons formées :

-  2 × 2 moles de liaisons C = O

-  3 × 2 liaisons H – O

-  E_ℓformées = 4 × E_ℓ (C = O) + 6 × E_ℓ (H – O)

-  E_ℓformées = 4 × 796 + 6 × 463

-  E_ℓformées = 5,962 × 10³ kJ . mol^–1

-  E_ℓformées = 5,96 × 10³ kJ . mol^–1

-  Énergie molaire de combustion du méthanol :

-  E_comb (C₂H₆O) = E_ℓrompues – E_ℓformées

-  E_comb (C₂H₆O) ≈ 4,38 × 10³ – 5,96 × 10³

-  E_comb (C₂H₆O) ≈  – 1,238 × 10³  kJ . mol^–1

-  E_comb (C₂H₆O) ≈  – 1,24 × 10³  kJ . mol^–1

-  Pouvoir calorifique de l’éthanol :

-  Pouvoir calorifique PC de l’éthanol :

-  Relation :

-  Application numérique :

-   

3.  Pourcentage massique en éthanol du carburant.

-  Pourcentage massique de l’éthanol : P (éth)

-  Pourcentage massique de l’essence : P (ess)

-  Avec :

-  P (éth) + P (ess) = 100

-  On tire l’expression suivante :

-  P (ess) = 100 – P (éth)

-  Le pouvoir calorifique du carburant E 15 :

-  PC (E 15) = 46 × 10³ kJ . kg^–1

-  PC (éth) = 26,9 × 10³ kJ . kg^–1

-  PC (ess) = 48 × 10³ kJ . kg^–1

-  On peut écrire la relation suivante :

-   

-  Application numérique :

-