Combustions et énergie : corrigé des exercices de physique première – PDF gratuit à télécharger et imprimer

1. Une combustion est une transformation chimique exothermique entre un combustible et un comburant (le dioxygène). Triangle du feu : combustible, comburant, chaleur (énergie d’activation).
2. Dioxyde de carbone et eau. Le CO₂ trouble l’eau de chaux ; l’eau bleuit le sulfate de cuivre anhydre.
3. Une transformation exothermique libère de l’énergie au milieu extérieur ; Δ_rE est négative.
4. e = |Δ_rE| ÷ M (en kJ/g, soit MJ/kg).

a. Vrai (combustion complète d’un composé de carbone et d’hydrogène).
b. Faux : le bois est le combustible, le dioxygène est le comburant.
c. Faux : à gauche 4 H et 2 O, à droite 2 H et 3 O. L’équation ajustée est CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O.
d. Vrai : E = ξ × |Δ_rE| est proportionnelle à l’avancement.
e. Vrai : il est inodore et incolore, donc très dangereux.
f. Faux : il ne contient pas de carbone, il ne donne que de l’eau.

a. C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O (O : 10 = 6 + 4).
b. C₅H₁₂ + 8 O₂ → 5 CO₂ + 6 H₂O (O : 16 = 10 + 6).
c. C₂H₅OH + 3 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O (O : 1 + 6 = 4 + 3).
d. 2 C₆H₁₄ + 19 O₂ → 12 CO₂ + 14 H₂O (O : 38 = 24 + 14).
e. 2 CH₄ + 3 O₂ → 2 CO + 4 H₂O (O : 6 = 2 + 4).
f. 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O.

1. M(CH₄) = 12,0 + 4 × 1,0 = 16,0 g/mol ; M(C₃H₈) = 36,0 + 8,0 = 44,0 g/mol ; M(C₄H₁₀) = 48,0 + 10,0 = 58,0 g/mol ; M(C₂H₅OH) = 24,0 + 6,0 + 16,0 = 46,0 g/mol.
2. n = m ÷ M : méthane 100 ÷ 16,0 = 6,25 mol ; propane 100 ÷ 44,0 = 2,27 mol ; butane 100 ÷ 58,0 = 1,72 mol ; éthanol 100 ÷ 46,0 = 2,17 mol.

1. 21 % : c’est bien la proportion de dioxygène dans l’air.
2. Au moment où la flamme s’éteint (5 min), on lit environ 16,6 % ; la diminution est de 21 − 16,6 = 4,4 points.
3. La combustion exige une concentration minimale de dioxygène (environ 16 % ici) : en dessous, la chaleur dégagée ne suffit plus à entretenir la réaction, d’autant que le CO₂ et la vapeur d’eau produits diluent le dioxygène restant.
4. De la buée sur les parois (eau) et un trouble de l’eau de chaux introduite dans la cloche (CO₂).
5. C₂₀H₄₂ + 61/2 O₂ → 20 CO₂ + 21 H₂O, soit 2 C₂₀H₄₂ + 61 O₂ → 40 CO₂ + 42 H₂O (O : 122 = 80 + 42).

1. C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O.
2. n(C₃H₈) = 22 ÷ 44,0 = 0,50 mol. Le dioxygène est en excès : ξ_max = 0,50 mol.
3. n(O₂) = 5 × 0,50 = 2,5 mol ; V = 2,5 × 24 = 60 L.
4. n(CO₂) = 3 × 0,50 = 1,5 mol, soit m = 1,5 × 44,0 = 66 g ; n(H₂O) = 4 × 0,50 = 2,0 mol, soit m = 2,0 × 18,0 = 36 g.
5. Réactifs : 22 + 2,5 × 32,0 = 22 + 80 = 102 g. Produits : 66 + 36 = 102 g. La masse se conserve.

1. ξ = 3,0 mol : E = 3,0 × 802 = 2 406 kJ ≈ 2,41 × 10³ kJ.
2. n = 13 000 ÷ 58,0 ≈ 224 mol ; avec ξ = n pour l’équation C₄H₁₀ + 13/2 O₂ → …, E = 224,1 × 2 657 ≈ 5,96 × 10⁵ kJ = 5,96 × 10² MJ.
3. 596 ÷ 3,6 ≈ 165 kWh.

1. La flamme bleue (bague ouverte, beaucoup d’air) correspond à la combustion complète ; la flamme jaune (peu d’air) à une combustion incomplète.
2. Elle vient de particules de carbone (suie) portées à incandescence dans la flamme.
3. CH₄ + O₂ → C + 2 H₂O (H : 4 = 2 × 2 ; O : 2 = 2 × 1).
4. La flamme bleue libère plus d’énergie, ne forme pas de suie et peu de CO. La flamme jaune peut produire du monoxyde de carbone, toxique et inodore, qui s’accumule dans une pièce fermée.

1. Méthane (55) < propane (65) < butane (66) < octane (69) < éthanol (71) g/MJ.
2. Méthane : 55 × 500 = 27 500 g = 27,5 kg ; octane : 69 × 500 = 34 500 g = 34,5 kg.
3. Différence : 34,5 − 27,5 = 7,0 kg de CO₂ en plus avec l’octane.
4. Le méthane contient 4 H pour 1 C, l’octane 18 H pour 8 C, soit 2,25 H par C. Plus la molécule est riche en hydrogène, plus une part importante de l’énergie provient de la formation d’eau et moins de CO₂ est émis.

1. Éthanol : e = 1 235 ÷ 46,0 ≈ 26,8 MJ/kg ; octane : e = 5 070 ÷ 114,0 ≈ 44,5 MJ/kg.
2. 44,5 ÷ 26,8 ≈ 1,66.
3. m = 1,0 × 44,5 ÷ 26,8 ≈ 1,7 kg d’éthanol.
4. La molécule d’éthanol contient déjà un atome d’oxygène : elle est partiellement oxydée, donc elle a moins à gagner en brûlant.

1. Une droite : la température augmente linéairement. Vitesse : (84 − 20) ÷ 8 = 8,0 °C/min.
2. ΔT = 64 K ; Q = 0,500 × 4,18 × 64 ≈ 134 kJ.
3. n = 6,0 ÷ 58,0 = 0,103 mol ; E = 0,103 × 2 657 ≈ 275 kJ.
4. η = Q ÷ E = 134 ÷ 275 ≈ 0,49, soit 49 %.
5. P = Q ÷ Δt = 134 000 J ÷ 480 s ≈ 279 W.
6. Pertes : chaleur emportée par les gaz chauds et l’air, chauffage de la casserole, rayonnement et convection, évaporation de l’eau.

1. Le niveau des produits est à environ −484 kJ : l’énergie libérée est ≈ 480 kJ (484 kJ).
2. Pour ξ = 1 mol, 2 mol de H₂ sont consommées : 484 ÷ 2 = 242 kJ par mole de H₂.
3. n(H₂) = 4,0 ÷ 2,0 = 2,0 mol, donc ξ = 1,0 mol : E = 484 kJ.
4. n = 1 000 kJ ÷ 242 kJ/mol ≈ 4,13 mol ; m = 4,13 × 2,0 ≈ 8,3 g.
5. La molécule de dihydrogène ne contient pas de carbone : le seul produit est l’eau.

1. n(CH₄) = 16 ÷ 16,0 = 1,0 mol ; l’équation donne 2 CO pour 2 CH₄ : n(CO) = 1,0 mol.
2. m(CO) = 1,0 × 28,0 = 28 g.
3. Combustion complète : E = 1,0 × 802 = 802 kJ ; incomplète : E = 1,0 × 519 = 519 kJ.
4. Perte : (802 − 519) ÷ 802 = 283 ÷ 802 ≈ 35 %.
5. Le CO se fixe sur l’hémoglobine du sang à la place du dioxygène : les organes ne sont plus oxygénés, d’où maux de tête, malaise puis risque mortel.

1. m = ρ × V = 0,70 × 6,0 = 4,2 kg.
2. E = m × e = 4,2 × 44,5 ≈ 187 MJ, soit 1,87 × 10² MJ.
3. 2 C₈H₁₈ + 25 O₂ → 16 CO₂ + 18 H₂O. n(C₈H₁₈) = 4 200 ÷ 114,0 = 36,8 mol ; n(CO₂) = 8 × 36,8 = 295 mol ; m(CO₂) = 295 × 44,0 ≈ 1,30 × 10⁴ g, soit 13,0 kg.
4. E_utile = 0,30 × 187 ≈ 56 MJ pour 100 km, soit 0,56 MJ/km.

1. CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O.
2. État final : n(CH₄) = 2,0 − ξ ; n(O₂) = 3,0 − 2ξ ; n(CO₂) = ξ ; n(H₂O) = 2ξ. Pour CH₄ : ξ = 2,0 mol ; pour O₂ : ξ = 1,5 mol. Donc ξ_max = 1,5 mol et le dioxygène est limitant.
3. 0,50 mol de CH₄, 0 mol de O₂, 1,5 mol de CO₂, 3,0 mol de H₂O.
4. E = 1,5 × 802 = 1 203 kJ ≈ 1,20 × 10³ kJ.

1. H₂ : e = 242 ÷ 2,0 = 121 MJ/kg ; CH₄ : e = 802 ÷ 16,0 ≈ 50,1 MJ/kg ; rapport 121 ÷ 50,1 ≈ 2,4.
2. H₂ : n = 1 000 ÷ 2,0 = 500 mol, V = 500 × 24 = 12 000 L = 12 m³ ; CH₄ : n = 1 000 ÷ 16,0 = 62,5 mol, V = 62,5 × 24 = 1 500 L = 1,5 m³.
3. H₂ : 242 ÷ 24 ≈ 10,1 kJ/L ; CH₄ : 802 ÷ 24 ≈ 33,4 kJ/L.
4. Le dihydrogène libère 2,4 fois plus d’énergie par kilogramme et n’émet pas de CO₂, mais il occupe un volume 3,3 fois plus grand pour la même énergie : son stockage (haute pression, très basse température) est difficile.

1. n(glucose) = 1 000 ÷ 180,0 = 5,56 mol ; n(éthanol) = 2 × 5,56 = 11,1 mol ; m = 11,1 × 46,0 ≈ 511 g.
2. n(CO₂) = 11,1 mol ; m = 11,1 × 44,0 ≈ 489 g. Contrôle : 511 + 489 = 1 000 g, la masse se conserve.
3. Le carbone du CO₂ émis a été prélevé dans l’atmosphère par les plantes lors de la photosynthèse : on rejette du carbone récemment capté, alors que les carburants fossiles libèrent du carbone stocké depuis des millions d’années.
4. Cultiver, récolter, transporter et transformer la biomasse consomment de l’énergie, souvent fossile : le bilan est meilleur mais pas nul.

1. 12 000 × 3,6 = 43 200 MJ.
2. E = 43 200 ÷ 0,90 = 48 000 MJ.
3. m = 48 000 ÷ 50,1 ≈ 958 kg, soit 9,6 × 10² kg.
4. m(CO₂) = 958 × 44,0 ÷ 16,0 ≈ 2 635 kg, soit 2,6 × 10³ kg (2,6 tonnes).
5. Elle part sous forme de chaleur dans les fumées évacuées par la cheminée et dans l’environnement de la chaudière.

1. E = 24 ÷ 0,50 = 48 MJ.
2. Butane : m = 48 ÷ 45,8 ≈ 1,05 kg ; éthanol : m = 48 ÷ 26,8 ≈ 1,79 kg.
3. Butane : 4 × 44,0 ÷ 58,0 = 3,03 kg de CO₂ par kg, soit 1,05 × 3,03 ≈ 3,2 kg ; éthanol : 2 × 44,0 ÷ 46,0 = 1,91 kg par kg, soit 1,79 × 1,91 ≈ 3,4 kg.
4. Réponse libre argumentée : le poids à porter est le critère majeur en randonnée (1,05 kg contre 1,79 kg), le butane est aussi légèrement moins émetteur ; l’éthanol est un liquide, plus simple à transporter en sécurité et issu de la biomasse.

1. On supprime un côté du triangle : priver de comburant (couvercle, couverture ignifugée), couper le combustible (fermer le gaz, éteindre la plaque), refroidir (eau sur un feu de bois ou de papier).
2. L’huile ne se mélange pas à l’eau et est plus légère ; l’eau tombe au fond, se vaporise brutalement et projette l’huile enflammée : le feu s’étend.
3. Éteindre la plaque, étouffer avec un couvercle ou un linge humide essoré, ne pas déplacer la casserole, ne pas utiliser l’eau, évacuer et appeler les secours si le feu s’étend.
4. Un manque d’air provoque une combustion incomplète et du monoxyde de carbone : on aère la pièce, on fait entretenir l’appareil et on installe un détecteur de monoxyde de carbone et un détecteur de fumée.