Un feu de camp, la flamme bleue d’une gazinière, le moteur d’une voiture : partout, un combustible brûle et libère de la chaleur. En première spécialité, on ne se contente plus de constater. On écrit l’équation des combustions, on calcule les quantités consommées et on mesure l’énergie libérée par mole ou par kilogramme de combustible, pour comparer les carburants et évaluer leur impact sur le climat.
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Les combustions et l’énergie : ce que l’on observe
Une combustion est une transformation chimique entre un combustible (bois, gaz naturel, essence, éthanol, dihydrogène…) et un comburant, presque toujours le dioxygène O2 de l’air. Elle libère de l’énergie sous forme de chaleur et de lumière. Pour démarrer et s’entretenir, elle exige trois éléments réunis : c’est le triangle du feu. Il suffit d’en supprimer un (couvrir la flamme, fermer l’arrivée de gaz, refroidir) pour éteindre le feu.
Une combustion est une transformation chimique exothermique au cours de laquelle un combustible réagit avec un comburant. Du point de vue de l’oxydo-réduction, le combustible est le réducteur et le dioxygène l’oxydant : les atomes de carbone et d’hydrogène du combustible sont oxydés.
Écrire l’équation d’une combustion complète
Quand le dioxygène est en quantité suffisante, la combustion est complète. Un combustible formé de carbone, d’hydrogène (et éventuellement d’oxygène) donne uniquement du dioxyde de carbone CO2 (il trouble l’eau de chaux) et de l’eau H2O (elle bleuit le sulfate de cuivre anhydre). On ajuste les nombres stœchiométriques dans l’ordre : d’abord le carbone, puis l’hydrogène, enfin l’oxygène.
Combustion du propane C3H8 : C3H8 + 5 O2 → 3 CO2 + 4 H2O. Vérification : 3 C de chaque côté ; 8 H = 4 × 2 ; 10 O = 3 × 2 + 4.
| Combustible | Équation de combustion complète |
|---|---|
| Méthane CH4 | CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O |
| Butane C4H10 | 2 C4H10 + 13 O2 → 8 CO2 + 10 H2O |
| Éthanol C2H5OH | C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O |
| Dihydrogène H2 | 2 H2 + O2 → 2 H2O |
| Alcane CnH2n+2 | CnH2n+2 + (3n + 1)/2 O2 → n CO2 + (n + 1) H2O |
Quand le dioxygène manque, la combustion est incomplète. Elle produit du monoxyde de carbone CO, gaz toxique, inodore et incolore, et/ou du carbone C sous forme de suie : 2 CH4 + 3 O2 → 2 CO + 4 H2O et CH4 + O2 → C + 2 H2O. Une flamme jaune et fuligineuse trahit des particules de carbone incandescentes. Une combustion incomplète libère aussi moins d’énergie.
Quantités de matière consommées et produites
Pour une équation a A + b B → c C + d D, l’avancement ξ (en mol) relie les quantités : A et B disparaissent de a × ξ et b × ξ, C et D apparaissent de c × ξ et d × ξ. L’avancement maximal ξmax est celui du réactif limitant. On passe de la masse à la quantité de matière par n = m ÷ M, et d’un gaz à son volume par V = n × Vm avec Vm = 24 L/mol (20 °C, 1 bar).
On brûle complètement 8,0 g de méthane (M = 16,0 g/mol). n(CH4) = 8,0 ÷ 16,0 = 0,50 mol, donc ξmax = 0,50 mol. Dioxygène consommé : n = 2 × 0,50 = 1,0 mol, soit V = 1,0 × 24 = 24 L, contenus dans environ 1,1 × 102 L d’air (21 % de dioxygène). CO2 formé : 0,50 mol, soit 0,50 × 44,0 = 22 g ; eau formée : 1,0 mol, soit 18 g. Contrôle de la masse : 8,0 + 32,0 = 40,0 g = 22 + 18 g.
L’énergie libérée : énergie molaire de réaction
Une combustion est exothermique : le système chimique cède de l’énergie au milieu extérieur, essentiellement par transfert thermique. L’énergie du système diminue entre l’état initial (réactifs) et l’état final (produits).
L’énergie molaire de réaction ΔrE est l’énergie échangée avec l’extérieur par mole d’avancement, à partir de l’équation écrite. Elle s’exprime en J/mol ou kJ/mol. Elle est négative pour une transformation qui libère de l’énergie, comme une combustion.
E = ξ × |ΔrE|
E : énergie libérée (kJ) ; ξ : avancement (mol) ; |ΔrE| : valeur absolue de l’énergie molaire de réaction (kJ/mol).
Les 8,0 g de méthane précédents correspondent à ξ = 0,50 mol et |ΔrE| = 802 kJ/mol : E = 0,50 × 802 = 401 kJ.
Énergie massique et comparaison des combustibles
Pour comparer des combustibles, on rapporte l’énergie libérée à la masse brûlée. L’énergie massique de combustion vaut e = E ÷ m = |ΔrE| ÷ M. Avec |ΔrE| en kJ/mol et M en g/mol, on obtient directement des kJ/g, c’est-à-dire des MJ/kg.
| Combustible | M (g/mol) | |ΔrE| (kJ/mol) | e (MJ/kg) |
|---|---|---|---|
| Méthane CH4 | 16,0 | 802 | 50,1 |
| Propane C3H8 | 44,0 | 2 043 | 46,4 |
| Butane C4H10 | 58,0 | 2 657 | 45,8 |
| Octane C8H18 | 114,0 | 5 070 | 44,5 |
| Éthanol C2H5OH | 46,0 | 1 235 | 26,8 |
| Dihydrogène H2 | 2,0 | 242 | 121 |
On veut chauffer 2,0 kg d’eau de 20 °C à 100 °C avec du butane. L’énergie utile est Q = m × c × ΔT = 2,0 × 4,18 × 80 ≈ 669 kJ (c = 4,18 kJ/(kg·K)). Si toute l’énergie était transférée à l’eau : m(butane) = 669 ÷ 45,8 ≈ 14,6 g. Avec un rendement de 50 %, il faut libérer 1 338 kJ : m ≈ 29 g de butane.
Combustions, dioxyde de carbone et climat
Chaque mole de carbone brûlée donne une mole de CO2, soit 44,0 g, un gaz à effet de serre. Pour comparer les combustibles, on rapporte la masse de CO2 à l’énergie libérée : pour l’octane, 8 × 44,0 ÷ 5,070 MJ ≈ 69 g de CO2 par mégajoule, contre 55 g pour le méthane, 65 g pour le propane et 71 g pour l’éthanol. Le méthane émet moins car sa molécule est riche en hydrogène, qui donne de l’eau et non du CO2. Le dihydrogène n’émet aucun CO2 à la combustion, mais sa production demande de l’énergie. Les biocarburants rejettent du CO2 que les plantes avaient absorbé par photosynthèse : leur bilan carbone est meilleur, sans être nul (culture, transport, transformation).
Ne pas confondre combustible (ce qui brûle) et comburant (le dioxygène). Pour équilibrer, on ne change jamais une formule, seulement les nombres stœchiométriques. L’énergie molaire de réaction dépend de l’équation écrite : si on la multiplie par 2, ΔrE double aussi. Enfin, attention aux unités : kJ/mol et J/mol, MJ/kg et kJ/g.
L’essentiel à retenir
- Une combustion associe un combustible et un comburant (O2) ; elle est exothermique.
- Combustion complète d’un hydrocarbure : CO2 + H2O ; incomplète : CO et/ou C, avec moins d’énergie libérée.
- Les quantités se calculent avec l’avancement : n = m ÷ M, V = n × Vm.
- Énergie libérée : E = ξ × |ΔrE| ; ΔrE < 0 pour une combustion.
- Énergie massique : e = |ΔrE| ÷ M, en MJ/kg ; elle sert à comparer les combustibles.
- Le CO2 émis par mégajoule dépend du combustible : le méthane émet moins que l’octane.