Vingt exercices progressifs sur les combustions et l’énergie chimique : équations, quantités de matière, énergie libérée, énergie massique, rendement et émissions de dioxyde de carbone. Les données utiles sont rappelées dans chaque énoncé ; cherche seul(e) avant d’ouvrir le corrigé séparé.
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Les exercices sur les combustions et l’énergie chimique
Exercice 1 : Questions de cours1. Définis une combustion et cite les trois éléments du triangle du feu.
2. Quels sont les produits d’une combustion complète d’un hydrocarbure ? Comment les identifier ?
3. Que signifie « exothermique » ? Quel est le signe de l’énergie molaire de réaction d’une combustion ?
4. Écris la formule de l’énergie massique de combustion e en fonction de |ΔrE| et de M.
Dis si chaque affirmation est vraie ou fausse et justifie.
a. La combustion complète d’un alcane produit uniquement du dioxyde de carbone et de l’eau.
b. Le dioxygène est le combustible de la combustion du bois.
c. L’équation CH4 + O2 → CO2 + H2O est correctement ajustée.
d. Si l’on double la quantité de combustible brûlée, l’énergie libérée double.
e. Le monoxyde de carbone est un gaz inodore.
f. La combustion du dihydrogène produit du dioxyde de carbone.
Ajuste les équations suivantes (nombres entiers les plus petits).
a. C3H8 + O2 → CO2 + H2O
b. C5H12 + O2 → CO2 + H2O
c. C2H5OH + O2 → CO2 + H2O
d. C6H14 + O2 → CO2 + H2O
e. CH4 + O2 → CO + H2O (combustion incomplète)
f. H2 + O2 → H2O
Données : M(C) = 12,0 g/mol ; M(H) = 1,0 g/mol ; M(O) = 16,0 g/mol.
1. Calcule les masses molaires du méthane CH4, du propane C3H8, du butane C4H10 et de l’éthanol C2H5OH.
2. Calcule la quantité de matière contenue dans 100 g de chacun de ces combustibles.
Une bougie allumée est placée sous une cloche en verre posée sur une cuve. Un capteur mesure le pourcentage de dioxygène dans l’air de la cloche. Le graphique donne les résultats.
1. Quel est le pourcentage initial de dioxygène ? Est-ce cohérent avec la composition de l’air ?
2. Lis le pourcentage de dioxygène au moment où la flamme s’éteint. De combien de points a-t-il diminué ?
3. Il reste du dioxygène sous la cloche. Pourquoi la flamme s’éteint-elle malgré tout ?
4. Quels résultats d’observation prouvent la formation de CO2 et d’eau ?
5. La paraffine de la bougie est modélisée par C20H42. Écris l’équation de sa combustion complète avec des nombres entiers.
Données : M(C3H8) = 44,0 g/mol ; M(CO2) = 44,0 g/mol ; M(H2O) = 18,0 g/mol ; M(O2) = 32,0 g/mol ; Vm = 24 L/mol. On brûle complètement 22 g de propane dans un excès de dioxygène.
1. Écris l’équation de la réaction.
2. Calcule la quantité de matière de propane et l’avancement maximal.
3. Calcule la quantité de dioxygène consommée et le volume correspondant.
4. Calcule les masses de dioxyde de carbone et d’eau formées.
5. Vérifie la conservation de la masse.
Données : méthane, |ΔrE| = 802 kJ/mol ; butane, |ΔrE| = 2 657 kJ/mol, M = 58,0 g/mol ; 1 kWh = 3,6 MJ.
1. Calcule l’énergie libérée par la combustion de 3,0 mol de méthane.
2. Une bouteille de butane contient 13 kg de gaz. Calcule la quantité de matière correspondante puis l’énergie libérée par sa combustion complète, en MJ.
3. Exprime ce résultat en kWh.
Un brûleur à gaz (méthane) possède une bague d’entrée d’air réglable. On observe les deux flammes schématisées ci-dessous.
1. Quelle flamme correspond à une combustion complète ? À une combustion incomplète ? Justifie.
2. D’où vient la couleur jaune de la première flamme ?
3. Écris l’équation de la combustion du méthane formant du carbone C et de l’eau.
4. Pourquoi utilise-t-on la flamme bleue pour chauffer, et quel danger présente la flamme jaune dans une pièce fermée ?
Le diagramme donne la masse de CO2 émise par mégajoule d’énergie libérée pour cinq combustibles.
1. Classe les combustibles du moins émetteur au plus émetteur.
2. Calcule la masse de CO2 émise pour libérer 500 MJ avec le méthane, puis avec l’octane.
3. Quelle différence obtient-on entre ces deux combustibles ?
4. Pourquoi le méthane émet-il moins de CO2 par mégajoule que l’octane ? Compare le nombre d’atomes d’hydrogène par atome de carbone.
Données : éthanol C2H5OH, M = 46,0 g/mol, |ΔrE| = 1 235 kJ/mol ; octane C8H18 (modèle de l’essence), M = 114,0 g/mol, |ΔrE| = 5 070 kJ/mol.
1. Calcule l’énergie massique de combustion de chaque combustible, en MJ/kg.
2. Quel est le rapport des deux valeurs ?
3. Quelle masse d’éthanol faut-il brûler pour libérer autant d’énergie que 1,0 kg d’octane ?
4. Explique pourquoi l’éthanol libère moins d’énergie par kilogramme.
Un réchaud à butane chauffe 500 g d’eau pendant 8 min. La température de l’eau est relevée toutes les deux minutes. Pendant l’expérience, le réchaud a consommé 6,0 g de butane. Données : ceau = 4,18 kJ/(kg·K) ; butane : M = 58,0 g/mol, |ΔrE| = 2 657 kJ/mol pour C4H10 + 13/2 O2 → 4 CO2 + 5 H2O.
1. Quelle est la nature de la courbe ? Quelle est la vitesse d’échauffement en °C/min ?
2. Calcule l’énergie Q reçue par l’eau entre 0 et 8 min.
3. Calcule l’énergie libérée par la combustion de 6,0 g de butane.
4. Calcule le rendement du chauffage.
5. Calcule la puissance moyenne reçue par l’eau, en watts.
6. Propose deux causes des pertes d’énergie.
Le diagramme représente l’énergie du système lors de la réaction 2 H2 + O2 → 2 H2O (eau à l’état gazeux). Données : M(H2) = 2,0 g/mol.
1. Lis sur le diagramme l’énergie libérée pour un avancement ξ = 1 mol (à 10 kJ près).
2. En déduire l’énergie libérée par mole de dihydrogène consommé.
3. Calcule l’énergie libérée par la combustion de 4,0 g de dihydrogène.
4. Quelle masse de dihydrogène faut-il brûler pour libérer 1,0 MJ ?
5. Pourquoi cette combustion ne produit-elle pas de CO2 ?
Données : M(CH4) = 16,0 g/mol ; M(CO) = 28,0 g/mol ; énergie molaire de réaction : −802 kJ/mol pour la combustion complète (CO2), −519 kJ/mol pour 2 CH4 + 3 O2 → 2 CO + 4 H2O rapportée à une mole de CH4.
1. Calcule la quantité de CO formée quand 16 g de méthane brûlent selon la combustion incomplète.
2. Quelle masse de CO cela représente-t-il ?
3. Calcule l’énergie libérée dans chaque cas pour 16 g de méthane.
4. Quel pourcentage de l’énergie est perdu quand la combustion est incomplète ?
5. Explique le danger du monoxyde de carbone pour l’organisme.
Une voiture consomme 6,0 L d’essence pour 100 km. L’essence est modélisée par l’octane : M = 114,0 g/mol, e = 44,5 MJ/kg, masse volumique 0,70 kg/L ; M(CO2) = 44,0 g/mol.
1. Calcule la masse d’essence consommée pour 100 km.
2. Calcule l’énergie libérée par cette combustion.
3. Écris l’équation de combustion de l’octane puis calcule la masse de CO2 émise pour 100 km.
4. Le moteur n’utilise que 30 % de l’énergie libérée. Calcule l’énergie utile pour 100 km et par kilomètre.
On mélange 2,0 mol de méthane et 3,0 mol de dioxygène que l’on enflamme (|ΔrE| = 802 kJ/mol).
1. Écris l’équation de la combustion complète.
2. Construis le tableau d’avancement et détermine ξmax et le réactif limitant.
3. Donne la composition finale du système.
4. Calcule l’énergie libérée.
Données : dihydrogène, M = 2,0 g/mol, |ΔrE| = 242 kJ/mol ; méthane, M = 16,0 g/mol, |ΔrE| = 802 kJ/mol ; Vm = 24 L/mol.
1. Calcule l’énergie massique de chacun, puis leur rapport.
2. Calcule le volume occupé par 1,0 kg de chaque gaz.
3. Calcule l’énergie libérée par litre de gaz (en kJ/L) pour chacun.
4. Conclus : quel avantage et quelle difficulté présente le dihydrogène comme carburant ?
Le bioéthanol est produit par fermentation du glucose C6H12O6 (M = 180,0 g/mol) : C6H12O6 → 2 C2H5OH + 2 CO2. Données : M(C2H5OH) = 46,0 g/mol ; M(CO2) = 44,0 g/mol.
1. À partir de 1,00 kg de glucose, calcule la quantité de matière puis la masse d’éthanol formée.
2. Calcule la masse de CO2 libérée par la fermentation et vérifie la conservation de la masse.
3. La combustion de l’éthanol rejette aussi du CO2. Pourquoi dit-on que le bilan carbone d’un biocarburant est meilleur que celui d’un carburant fossile ?
4. Pourquoi ce bilan n’est-il pourtant pas nul ?
Une maison a besoin de 12 000 kWh d’énergie thermique par an. La chaudière au gaz naturel (assimilé au méthane, e = 50,1 MJ/kg) a un rendement de 90 %. Données : 1 kWh = 3,6 MJ ; M(CH4) = 16,0 g/mol ; M(CO2) = 44,0 g/mol.
1. Convertis le besoin en mégajoules.
2. Calcule l’énergie que doit libérer la combustion du gaz.
3. Calcule la masse de méthane brûlée en un an.
4. Calcule la masse de CO2 émise.
5. Que devient l’énergie perdue (10 %) ?
Pour un séjour de 4 jours, un randonneur a besoin de 24 MJ d’énergie utile pour cuisiner. Son réchaud a un rendement de 50 %. Il hésite entre le butane (e = 45,8 MJ/kg) et l’éthanol (e = 26,8 MJ/kg). Données : M(C4H10) = 58,0 g/mol ; M(C2H5OH) = 46,0 g/mol ; M(CO2) = 44,0 g/mol.
1. Calcule l’énergie que doit libérer la combustion.
2. Calcule la masse de chaque combustible à emporter.
3. Calcule la masse de CO2 rejetée dans chaque cas.
4. Quel critère te semble le plus important pour ce choix ? Argumente.
Une casserole d’huile prend feu sur une cuisinière.
1. À l’aide du triangle du feu, explique trois façons d’éteindre un feu.
2. Pourquoi ne faut-il surtout pas jeter de l’eau sur de l’huile enflammée ?
3. Propose la réaction à avoir (gestes, ordre, ce qu’il faut éviter).
4. Pourquoi faut-il aérer une pièce où fonctionne un appareil de chauffage à combustion, et quel équipement de prévention recommandes-tu ?
