Chapitre 10
Cours
Conversions d'énergie au cours d'une combustion
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1La réaction de combustion
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A Ressources énergétiques
La réaction de combustion est très utilisée pour son caractère fortement
exothermique. Les combustibles peuvent être classés en deux catégories.
- Ressources renouvelables (végétaux, déchets organiques) : ces combustibles se forment rapidement à l'échelle d'une vie humaine.
- Ressources non renouvelables (charbon, pétrole, etc.) : ces combustibles ne se reforment pas ou lentement à l'échelle d'une vie humaine.
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B Équation de combustion
L'équation d'une combustion complète fait intervenir un combustible
(éthanol, alcane, etc.) avec un comburant comme le dioxygène \text{O}_{2}. Cette réaction produit du dioxyde de carbone \text{CO}_{2} et en général de l'eau \text{H}_{2}\text{O} (sauf dans le cas du charbon).
Ces réactions peuvent être modélisées par une réaction d'oxydoréduction entre les couples oxydant/réducteur : \text{CO}_{2}/combustible et \mathrm{O}_{2} / \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}.
Une réaction de combustion incomplète a lieu lorsque du monoxyde de carbone \text{CO} et/ou du carbone \text{C} se forment.
Ces réactions peuvent être modélisées par une réaction d'oxydoréduction entre les couples oxydant/réducteur : \text{CO}_{2}/combustible et \mathrm{O}_{2} / \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}.
Une réaction de combustion incomplète a lieu lorsque du monoxyde de carbone \text{CO} et/ou du carbone \text{C} se forment.
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Doc. 1 Transformation de la biomasse
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- Combustible : espèce chimique possédant une énergie chimique capable d'être libérée lors d'une combustion.
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C Défis énergétiques et développement
durable
La combustion d'hydrocarbures produit de grandes quantités de
dioxyde de carbone \mathrm{CO}_{2}, ce gaz participe à l'effet de serre et donc
au réchauffement climatique actuel de la planète.
Les activités humaines (transport routier, industries, etc.) produisent la majorité du \mathrm{CO}_{2} dégagé dans l'atmosphère mais il existe également des gaz à effet de serre d'origine naturelle (méthane, vapeur d'eau, etc.). Des projets sont déjà mis en place pour réduire ces émissions de gaz ou les valoriser lors de procédés industriels (doc. 2). L'utilisation des combustibles renouvelables comme le méthane, l'huile de colza ou bioéthanol est également un point important de ces recherches.
Les activités humaines (transport routier, industries, etc.) produisent la majorité du \mathrm{CO}_{2} dégagé dans l'atmosphère mais il existe également des gaz à effet de serre d'origine naturelle (méthane, vapeur d'eau, etc.). Des projets sont déjà mis en place pour réduire ces émissions de gaz ou les valoriser lors de procédés industriels (doc. 2). L'utilisation des combustibles renouvelables comme le méthane, l'huile de colza ou bioéthanol est également un point important de ces recherches.
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Doc. 2Quelques valorisations du \bf{\text{CO}_{2}}
- Production de biomasse et de micro-algues en particulier.
- Utilisation en tant que solvant ou réfrigérant.
- Injection dans le sous-sol pour la récupération d'hydrocarbures, ce qui contribue à le stocker.
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Application
Calculer la masse de \mathrm{CO}_{2} rejetée lors d'un trajet en voiture consommant
un litre d'essence (\mathrm{C}_{8} \mathrm{H}_{18}).
Corrigé
On a à l'état initial n_{0}(\text {essence})=\dfrac{\rho \cdot V}{M}= \dfrac{703 \times 1\text{,}00}{114}=6\text{,}17 mol.
La réaction de combustion est :
2\, \mathrm{C}_{8} \mathrm{H}_{18}(\text{l})+25\, \mathrm{O}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 16\, \mathrm{CO}_{2}(\mathrm{g})+18\, \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{g}).
La combustion est totale, on a donc en fin de réaction :
n(\mathrm{CO}_{2})=\dfrac{16}{2} n_{0}(\text {essence})=49\text{,}3 mol.
Soit m(\mathrm{CO}_{2})=n(\mathrm{CO}_{2}) \cdot M(\mathrm{CO}_{2})= 49\text{,}3 \times 44\text{,}0= 2\,171 g =2\text{,}17 kg.
La consommation d'un litre d'essence rejette 2\text{,}17 kg de \mathrm{CO}_{2}.
La réaction de combustion est :
2\, \mathrm{C}_{8} \mathrm{H}_{18}(\text{l})+25\, \mathrm{O}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 16\, \mathrm{CO}_{2}(\mathrm{g})+18\, \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{g}).
La combustion est totale, on a donc en fin de réaction :
n(\mathrm{CO}_{2})=\dfrac{16}{2} n_{0}(\text {essence})=49\text{,}3 mol.
Soit m(\mathrm{CO}_{2})=n(\mathrm{CO}_{2}) \cdot M(\mathrm{CO}_{2})= 49\text{,}3 \times 44\text{,}0= 2\,171 g =2\text{,}17 kg.
La consommation d'un litre d'essence rejette 2\text{,}17 kg de \mathrm{CO}_{2}.
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- M_{\text {essence}}=114\text{,}2 g·mol-1 ;
- \rho_{\text {essence}}=700 g·L-1 ;
- M(\mathrm{CO}_{2})=44\text{,}0 g·mol-1.
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Doc. 3Divers pouvoirs calorifiques
|
Combustible |
Pouvoir calorifique (MJ·kg-1) |
|
Dihydrogène |
142,9 |
|
Butane |
49,51 |
|
Essence |
47,8 |
|
Diesel |
44,8 |
|
Éthanol |
29,7 |
|
Bois |
15 |
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2Énergie de réaction d'une combustion
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A Énergie chimique
L'énergie chimique d'un composé est l'énergie stockée dans ce composé en raison des liaisons chimiques qui le constituent.
La formation de liaisons covalentes d'une molécule libère de l'énergie. Cette énergie E_{\text{f}} est appelée énergie de formation et dépend de la nature des liaisons formées (doc. 4).
À l'inverse, la rupture de liaisons covalentes d'une molécule nécessite un apport d'énergie. Cette énergie E_{\text{d}} est appelée énergie de dissociation et dépend de la nature des liaisons rompues.
La formation de liaisons covalentes d'une molécule libère de l'énergie. Cette énergie E_{\text{f}} est appelée énergie de formation et dépend de la nature des liaisons formées (doc. 4).
À l'inverse, la rupture de liaisons covalentes d'une molécule nécessite un apport d'énergie. Cette énergie E_{\text{d}} est appelée énergie de dissociation et dépend de la nature des liaisons rompues.
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B Énergie molaire de réaction
Lors d'une réaction de combustion, des mécanismes réactionnels
ont lieu avec des ruptures de liaisons covalentes suivies de la formation de nouvelles liaisons covalentes.
L'énergie molaire d'une réaction chimique est égale à la différence entre l'énergie de dissociation des réactifs et l'énergie de formation des produits : E_{\mathrm{r}}=E_{\mathrm{d}}-E_{\mathrm{f}}.
L'énergie libérée lors de cette réaction est proportionnelle à la quantité de matière de combustible brûlé : E=n \cdot E_{\mathrm{r}}.
L'énergie molaire d'une réaction chimique est égale à la différence entre l'énergie de dissociation des réactifs et l'énergie de formation des produits : E_{\mathrm{r}}=E_{\mathrm{d}}-E_{\mathrm{f}}.
L'énergie libérée lors de cette réaction est proportionnelle à la quantité de matière de combustible brûlé : E=n \cdot E_{\mathrm{r}}.
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- Endothermique : réaction chimique qui absorbe de l'énergie thermique, E_{\mathrm{r}}>0 kJ·mol-1.
- Exothermique : réaction chimique qui libère de l'énergie thermique, E_{\mathrm{r}}\lt0 kJ·mol-1.
- Athermique : réaction chimique qui n'échange pas d'énergie thermique avec l'extérieur. E_{\mathrm{r}}=0 kJ·mol-1.
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Doc. 4 Énergies moyennes de liaison
|
Liaison |
Énergie de liaison (kJ·mol-1) |
|
\text{O} \bf{-} \text{H} |
459 |
|
\text{O} \bf{=} \text{O} |
494 |
|
\text{O} \bf{-} \text{O} |
142 |
|
\text{C} \bf{=} \text{C} |
602 |
|
\text{C} \bf{-} \text{O} |
358 |
|
\text{C} \bf{=} \text{O} |
749 |
|
\bf{\text{C}} \bf{=} \text{O}^{*} |
795 |
|
\text{C} \bf{-} \text{C} |
346 |
|
\text{C} \bf{-} \text{H} |
411 |
|
\text{C} \bf{-} \text{N} |
305 |
|
\text{C} \bf{=} \text{N} |
615 |
|
\text{N} \bf{-} \text{H} |
386 |
|
\text{H} \bf{-} \text{H} |
432 |
\text{C} = \text{O}^{*} liaisons dans \text{CO}_{2}.
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C Pouvoir calorifique
Le pouvoir calorifique est une propriété des combustibles. Il s'agit de l'énergie libérée par la combustion d'un kilogramme de combustible (doc. 3).
Les secteurs industriels et technologiques choisissent le combustible en fonction de son pouvoir calorifique. Plus le pouvoir calorifique d'un combustible est grand, plus la quantité de combustible nécessaire est faible.
Les secteurs industriels et technologiques choisissent le combustible en fonction de son pouvoir calorifique. Plus le pouvoir calorifique d'un combustible est grand, plus la quantité de combustible nécessaire est faible.
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➜ Si un mélange réactionnel libère de l'énergie, l'énergie
de réaction est négative (E\lt0).
➜ Si un mélange réactionnel absorbe de l'énergie, l'énergie de réaction est positive (E>0).
➜ Si un mélange réactionnel absorbe de l'énergie, l'énergie de réaction est positive (E>0).
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Application
Calculer l'énergie libérée par 5 mol de propane (envion 200 mL de gaz). L'équation de la réaction de combustion complète du propane est :
\mathrm{C}_{3} \mathrm{H}_{8}(\mathrm{g})+5\, \mathrm{O}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 3\, \mathrm{CO}_{2}(\mathrm{g})+4\, \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{g})
\mathrm{C}_{3} \mathrm{H}_{8}(\mathrm{g})+5\, \mathrm{O}_{2}(\mathrm{g}) \rightarrow 3\, \mathrm{CO}_{2}(\mathrm{g})+4\, \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}(\mathrm{g})
Corrigé
Calcul des énergies de dissociation, de formation et de réaction (doc. 5).
Énergie de dissociation : E_{\mathrm{d}}=2 \times 347+8 \times 414+5 \times 502
E_{\mathrm{d}}=6\,516 kJ·mol-1.
Énergie de formation : E_{\mathrm{f}}=6 \times 795+8 \times 464=8\,482 kJ·mol-1.
Énergie de réaction : E_{\text{r}}=6\,516-8\,482=-1\,966 kJ·mol-1.
Soit une énergie libérée : E=n(\mathrm{C}_{3} \mathrm{H}_{8}) \cdot E_{\mathrm{r}}=5 \times(-1\,966)=-9\,830 kJ.
La combustion d'une cartouche de propane libère 9\, 830 kJ sous forme de chaleur.
Énergie de dissociation : E_{\mathrm{d}}=2 \times 347+8 \times 414+5 \times 502
E_{\mathrm{d}}=6\,516 kJ·mol-1.
Énergie de formation : E_{\mathrm{f}}=6 \times 795+8 \times 464=8\,482 kJ·mol-1.
Énergie de réaction : E_{\text{r}}=6\,516-8\,482=-1\,966 kJ·mol-1.
Soit une énergie libérée : E=n(\mathrm{C}_{3} \mathrm{H}_{8}) \cdot E_{\mathrm{r}}=5 \times(-1\,966)=-9\,830 kJ.
La combustion d'une cartouche de propane libère 9\, 830 kJ sous forme de chaleur.
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Doc. 5 Diagramme énergétique
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