Combustions et transformations chimiques

Étudier les combustions à l'aide des équations-bilans.

Chimie 4ème Chapitre 3 / 7 ⏱ 6 h

Ce que tu sauras faire à la fin

Écrire l'équation d'une combustion
Prévoir les produits formés
Relier combustion et effet de serre

Ouvre le robinet de gaz, gratte une allumette : une petite flamme bleue apparaît, et l'eau se met à bouillir. Entre dans une cuisine où l'on vient d'éteindre un brasero de charbon de bois : une odeur âcre flotte encore dans l'air. Regarde le pot d'échappement d'une moto-taxi ou d'un taxi-brousse : une fumée s'en échappe. Dans les trois cas, le même phénomène chimique est à l'œuvre : une combustion.

Tu connais déjà les combustions depuis la 5ème : tu sais qu'une combustion consomme du dioxygène et produit du dioxyde de carbone, reconnaissable au test à l'eau de chaux. Ce chapitre va plus loin. Tu vas apprendre à écrire l'équation-bilan d'une combustion — la « recette » chimique exacte de la réaction —, à distinguer une combustion complète d'une combustion incomplète (qui peut tuer, silencieusement), à calculer l'énergie qu'elle libère, et à comprendre pourquoi brûler du charbon, de l'essence ou du gaz réchauffe la planète tout entière.

C'est un chapitre où la chimie rejoint directement ta vie quotidienne et ta sécurité : réchaud à gaz, brasero, feu de brousse, moteur de véhicule, chauffage domestique. Apprendre à écrire une équation de combustion, c'est aussi apprendre à comprendre — et à éviter — les dangers qu'elle peut cacher.

1Combustion du carbone, du méthane et du butane

Définition

Une combustion est une transformation chimique au cours de laquelle un combustible réagit avec un comburant, en dégageant de la chaleur et souvent de la lumière. C'est une réaction rapide et exothermique (elle libère de l'énergie).

Combustible et comburant

Le combustible est la substance qui brûle : carbone (charbon de bois), butane, méthane, bois, essence… Le comburant est la substance qui permet la combustion : c'est presque toujours le dioxygène $\text{O}_2$ , pur ou contenu dans l'air (l'air en contient environ 21 %).

Pour qu'une combustion démarre et se poursuive, trois conditions doivent être réunies en même temps : un combustible, un comburant, et une source de chaleur suffisante (étincelle, flamme, point chaud) pour atteindre la température d'inflammation. C'est ce qu'on appelle le triangle du feu.

Figure 1 — Le triangle du feu : combustible, comburant et chaleur doivent être réunis en même temps pour qu'une combustion démarre et se poursuive.

Attention — sécurité

Le triangle du feu explique comment éteindre un incendie : il suffit de supprimer un seul des trois côtés. Étouffer une flamme (couvercle, couverture mouillée, sable) supprime le comburant. Refroidir avec de l'eau supprime la chaleur. Couper l'arrivée de gaz supprime le combustible. Ne jamais jeter de l'eau sur une friture en feu ou sur un appareil électrique : cela peut projeter des flammes ou provoquer une électrocution.

1.1 Combustion du carbone

Le carbone est le principal constituant du charbon de bois. Approche un morceau de charbon incandescent (rouge, en train de se consumer) d'un flacon rempli de dioxygène : la combustion devient beaucoup plus vive que dans l'air, avec une lueur intense. C'est normal : l'air ne contient que 21 % de dioxygène, alors que le flacon en contient 100 %.

Le gaz produit par cette combustion trouble l'eau de chaux : il s'agit donc de dioxyde de carbone $\text{CO}_2$ .

Figure 2 — Un morceau de charbon incandescent brûle vivement dans le dioxygène ; le gaz produit trouble l'eau de chaux, ce qui prouve la formation de dioxyde de carbone.

Exemple — reconnaître le CO₂

On fait barboter le gaz produit par la combustion du charbon dans un tube à essai contenant de l'eau de chaux limpide. L'eau de chaux se trouble et devient laiteuse : c'est le test caractéristique du dioxyde de carbone.

1.2 Combustion du méthane et du butane

Le méthane $\text{CH}_4$ est le principal constituant du gaz naturel (gaz de ville) et du biogaz. Le butane $\text{C}_4\text{H}_{10}$ est le gaz des cartouches de réchaud et des briquets, vendu en bonbonnes sous pression. Tous deux brûlent avec une flamme bleue lorsque la combustion est complète.

Ces combustions produisent, comme celle du carbone, du dioxyde de carbone — mais aussi de la vapeur d'eau $\text{H}_2\text{O}$ , invisible tant qu'elle reste sous forme de gaz.

Exemple — deux tests, deux produits

On approche un verre froid (ou un miroir) au-dessus de la flamme d'un réchaud à gaz : de la buée se dépose, preuve de la formation d'eau. Si l'on fait passer les gaz brûlés dans de l'eau de chaux, elle se trouble : preuve de la formation de dioxyde de carbone.

Chimie & Co — La course à l'air vital

Au XVIIIe siècle, on pense encore que les corps qui brûlent libèrent une substance mystérieuse, le « phlogistique ». En 1774, l'Anglais Joseph Priestley isole un gaz qui active étonnamment les combustions et la respiration, sans comprendre ce qu'il vient de découvrir. Le Suédois Carl Wilhelm Scheele l'avait obtenu dès 1771-1772, sans le faire connaître à temps. C'est le Français Antoine Laurent de Lavoisier qui perce le mystère : vers 1777-1778, il montre que ce gaz est indispensable à toute combustion et le baptise « oxygène » (du grec, « qui engendre les acides »). La théorie du phlogistique s'effondre : la chimie moderne peut naître.

2Équations correspondantes

Transformation chimique

Lors d'une transformation chimique, des réactifs disparaissent et des produits nouveaux apparaissent. Aucun atome n'est créé ni détruit : les atomes des réactifs se retrouvent, réarrangés autrement, dans les produits.

Figure 3 — Combustion du carbone : les atomes de carbone et d'oxygène présents avant la réaction se retrouvent tous dans la molécule de dioxyde de carbone formée.

Loi de conservation de la masse

Dans un système fermé (rien n'entre, rien ne sort), la masse totale des produits obtenus est égale à la masse totale des réactifs consommés :

$m_{\text{réactifs}} = m_{\text{produits}}$

Cette loi a été énoncée par Antoine Lavoisier vers 1774-1777 : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. »

On peut le vérifier expérimentalement : on enferme une bougie allumée sous une cloche de verre étanche, posée sur une balance de précision, puis on pèse. La flamme brûle, consomme le dioxygène disponible sous la cloche, puis s'éteint faute de comburant. On pèse à nouveau : la masse affichée n'a pas changé, alors que l'aspect du système est complètement différent (bougie raccourcie, dépôt de suie, buée sur le verre).

Figure 4 — Une bougie brûle sous une cloche fermée posée sur une balance : malgré la disparition de matière et la formation de nouveaux produits, la masse totale affichée ne change pas.

C'est cette conservation de la masse — donc du nombre d'atomes de chaque sorte — qui impose d'équilibrer une équation chimique : il doit y avoir, de chaque côté de la flèche, exactement le même nombre d'atomes de chaque élément.

2.1 Écrire une équation en mots puis en formules

On écrit d'abord l'équation en toutes lettres (réactifs à gauche, produits à droite, séparés par une flèche), puis on la traduit en formules chimiques.

Exemple — combustion complète du carbone

carbone $+$ dioxygène $\rightarrow$ dioxyde de carbone
$\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$ 1 atome de C et 2 atomes de O de chaque côté : déjà équilibrée

2.2 Équilibrer une équation : méthane et butane

Méthode — équilibrer une équation-bilan

On compte les atomes de chaque élément de part et d'autre de la flèche, élément par élément, et on ajoute des coefficients (des nombres entiers placés devant les formules) jusqu'à obtenir le même total des deux côtés. On ne modifie jamais les indices : changer un indice change la nature même de la substance.

Attention — piège classique

$\text{CO}_2$ et $2\,\text{CO}$ ne représentent pas la même chose ! L'indice (collé à la lettre) fait partie de la formule et ne bouge jamais. Seul le nombre placé devant la formule, le coefficient, peut changer.

Exemple — équilibrer la combustion du méthane

Équation à équilibrer : $\text{CH}_4 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$ .

carbone : 1 à gauche, 1 à droitedéjà équilibré
hydrogène : 4 à gauche, 2 à droiteon double l'eau : $2\,\text{H}_2\text{O}$
oxygène à droite : $2 + 2 = 4$ $\text{CO}_2$ apporte 2 O, $2\,\text{H}_2\text{O}$ apporte 4 O
$\Rightarrow$ il faut 4 atomes de O à gauche : $2\,\text{O}_2$
$\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$ 1 C, 4 H, 4 O de chaque côté : équilibrée

Exemple — équilibrer la combustion du butane

Équation à équilibrer : $\text{C}_4\text{H}_{10} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$ .

carbone : 4 à gaucheil faut 4 $\text{CO}_2$ à droite
hydrogène : 10 à gaucheil faut 5 $\text{H}_2\text{O}$ à droite
oxygène à droite : $4 \times 2 + 5 \times 1 = 13$ 4 $\text{CO}_2$ apportent 8 O, 5 $\text{H}_2\text{O}$ apportent 5 O
13 est impairimpossible avec un nombre entier de $\text{O}_2$ , qui apporte toujours un nombre pair d'atomes de O
$\Rightarrow$ on double tous les coefficients
$2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \rightarrow 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O}$ 8 C, 20 H, 26 O de chaque côté : équilibrée

3Combustion complète et incomplète

Combustion complète

Une combustion est complète quand le dioxygène est en quantité suffisante, voire en excès. Elle produit uniquement du dioxyde de carbone $\text{CO}_2$ et de l'eau $\text{H}_2\text{O}$ . La flamme est bleue, et il ne se dépose pas de suie.

Combustion incomplète

Une combustion est incomplète quand le dioxygène manque. Elle produit alors, en plus ou à la place du $\text{CO}_2$ , du monoxyde de carbone $\text{CO}$ et/ou des particules de carbone non brûlé, la suie (noir de carbone). La flamme devient jaune-orangée et fuligineuse, et un dépôt noir se forme sur les objets froids qu'elle lèche (fond d'une marmite, par exemple).

3.1 Reconnaître une combustion incomplète

Exemple — trois équations possibles pour le carbone et le méthane

combustion complète du carbone : $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$ dioxygène suffisant
combustion incomplète du carbone : $2\,\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{CO}$ deux fois moins de O₂ consommé par atome de C
combustion incomplète du méthane : $2\,\text{CH}_4 + 3\,\text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{CO} + 4\,\text{H}_2\text{O}$ manque de dioxygène : du CO se forme au lieu du CO₂

Une flamme jaune qui vacille, qui noircit le fond d'une casserole, ou une odeur de suie sont des signes d'alerte : la combustion consomme trop de comburant par rapport à ce qui est disponible. Il faut alors augmenter l'arrivée d'air (régler le brûleur, ouvrir le volet d'un réchaud, ventiler un brasero).

3.2 Le monoxyde de carbone : un danger invisible

Attention — danger mortel

Le monoxyde de carbone $\text{CO}$ est un gaz incolore et inodore : on ne le voit pas, on ne le sent pas. Inhalé, il empêche le sang de transporter correctement le dioxygène vers les organes. À forte dose, il tue en quelques heures, parfois pendant le sommeil.

Chaque année, en saison sèche ou fraîche (harmattan), des familles sont intoxiquées en Afrique de l'Ouest et du Centre pour avoir fait brûler un brasero de charbon de bois ou fait tourner un groupe électrogène dans une pièce fermée pour se chauffer ou s'éclairer. Règles à retenir : jamais de brasero ni de groupe électrogène à l'intérieur d'une pièce fermée ; toujours aérer ; au moindre mal de tête, vertige ou nausée près d'un foyer, sortir immédiatement à l'air libre.

4Énergie libérée

Réaction exothermique

Une réaction chimique est exothermique lorsqu'elle libère de l'énergie vers le milieu extérieur, sous forme de chaleur (et parfois de lumière). Toute combustion est exothermique : c'est exactement pour cette raison qu'on l'utilise pour cuisiner, se chauffer ou faire avancer un véhicule.

Pouvoir calorifique

Le pouvoir calorifique $PC$ d'un combustible est l'énergie libérée par la combustion complète d'un kilogramme de ce combustible. Il s'exprime en kilojoules par kilogramme ( $\text{kJ}\cdot\text{kg}^{-1}$ ) ou en mégajoules par kilogramme ( $\text{MJ}\cdot\text{kg}^{-1}$ , avec $1\ \text{MJ} = 1\,000\ \text{kJ}$ ).

Combustible	Charbon de bois	Butane	Méthane
$PC$ ( $\text{MJ}\cdot\text{kg}^{-1}$ )	≈ 30	≈ 46	≈ 50

Figure 5 — Pour une même masse, le butane et le méthane libèrent nettement plus d'énergie que le charbon de bois.

4.1 Calculer l'énergie libérée

Méthode — calculer une énergie de combustion

L'énergie $E$ libérée par la combustion complète d'une masse $m$ de combustible se calcule à partir du pouvoir calorifique $PC$ :

$E = m \times PC$

Attention aux unités : si $PC$ est en $\text{MJ}\cdot\text{kg}^{-1}$ , la masse $m$ doit être exprimée en kilogrammes.

Exemple — énergie libérée par une combustion de charbon

Une famille brûle $2{,}5$ kg de charbon de bois ( $PC \approx 30\ \text{MJ}\cdot\text{kg}^{-1}$ ) pour préparer un repas.

$E = m \times PC$
$=$ $2{,}5 \times 30$
$=$ $75$ MJsoit $75\,000$ kJ

La combustion de ces $2{,}5$ kg de charbon libère environ 75 MJ, une énergie considérable comparée à celle qu'un être humain dépense en une journée (environ 8 à 10 MJ).

5Effet de serre et environnement

Effet de serre

L'effet de serre est un phénomène naturel : certains gaz de l'atmosphère (dioxyde de carbone, méthane, vapeur d'eau…) retiennent une partie de la chaleur que la Terre réémet vers l'espace, un peu comme le verre d'une serre de jardinier retient la chaleur du Soleil. Sans lui, la température moyenne à la surface de la Terre serait d'environ $-18\ \text{°C}$ au lieu des $+15\ \text{°C}$ actuels : c'est cet effet de serre naturel qui rend la vie possible.

5.1 Un phénomène naturel amplifié par l'Homme

Le problème n'est pas l'effet de serre lui-même, mais son renforcement. Chaque combustion de charbon, de pétrole ou de gaz naturel — pour se déplacer, produire de l'électricité, cuisiner ou se chauffer — rejette du CO₂ supplémentaire dans l'atmosphère. Ce CO₂ s'ajoute à celui déjà présent naturellement et renforce l'effet de serre, provoquant un réchauffement climatique mesurable depuis plus d'un siècle.

Chimie & Co — Le premier calcul du climat

En 1896, le chimiste suédois Svante Arrhenius réalise, à la main, un calcul extraordinaire : il estime de combien la température moyenne du globe augmenterait si la quantité de dioxyde de carbone dans l'atmosphère venait à doubler. Son résultat — un réchauffement de plusieurs degrés — est étonnamment proche des estimations des climatologues actuels, plus d'un siècle et des ordinateurs surpuissants plus tard. Arrhenius pensait ce réchauffement plutôt bénéfique pour son pays froid ; il ignorait qu'il venait de poser la première pierre de la climatologie moderne.

Attention — des conséquences déjà visibles

Le réchauffement climatique provoque la fonte des glaciers et de la banquise, la montée du niveau des mers, la multiplication des épisodes de sécheresse et l'avancée de la désertification au Sahel, ainsi que des événements météorologiques plus violents (pluies extrêmes, vagues de chaleur). Ces phénomènes touchent en premier lieu les populations les plus vulnérables, souvent celles qui ont le moins contribué aux émissions.

5.2 Quantifier le CO₂ émis par une combustion

Méthode — masse de CO₂ produite par une combustion de carbone

D'après l'équation $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$ , une masse de carbone $m_C = 12$ g produit toujours une masse de dioxyde de carbone $m_{\text{CO}_2} = 44$ g (masses molaires : $M(\text{C}) = 12\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$ , $M(\text{CO}_2) = 44\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$ ). Pour une masse $m_C$ quelconque de carbone brûlé :

$m_{\text{CO}_2} = m_C \times \dfrac{44}{12}$

Exemple — CO₂ rejeté par un brasero

Un brasero consomme $5$ kg de charbon de bois, assimilé à du carbone pur, entièrement brûlé de façon complète.

$m_{\text{CO}_2} = m_C \times \dfrac{44}{12}$
$=$ $5 \times \dfrac{44}{12}$
$\approx$ $18{,}3$ kg

La combustion de ces $5$ kg de charbon libère environ 18,3 kg de CO₂ dans l'atmosphère : la masse de gaz rejetée est presque quatre fois plus grande que la masse de combustible brûlé !

Face à ce constat, chacun peut agir à son échelle : limiter les combustions inutiles, entretenir les moteurs et les foyers pour une combustion plus complète et plus efficace, privilégier les énergies renouvelables (le potentiel solaire est immense en Afrique), et lutter contre la déforestation liée à la fabrication du charbon de bois en plantant et en protégeant les arbres, qui absorbent justement du CO₂.

Fiche mémo

Combustion $=$ combustible $+$ comburant ( $\text{O}_2$ ) $\rightarrow$ produits $+$ chaleur (souvent lumière). Triangle du feu : combustible, comburant, chaleur.
Test du $\text{CO}_2$ : trouble l'eau de chaux. Test de l'eau : forme de la buée sur une surface froide.
Transformation chimique : les atomes se conservent, ils se réarrangent. Loi de Lavoisier : $m_{\text{réactifs}} = m_{\text{produits}}$ (système fermé).
Équilibrer une équation : ajuster les coefficients, ne jamais toucher aux indices.
$\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$ · $\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}$ · $2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \rightarrow 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O}$
Combustion complète ( $\text{O}_2$ suffisant) : flamme bleue, uniquement $\text{CO}_2$ et $\text{H}_2\text{O}$ .
Combustion incomplète ( $\text{O}_2$ insuffisant) : flamme orangée, suie, formation possible de $\text{CO}$ toxique.
$\text{CO}$ : gaz incolore, inodore, mortel. Jamais de brasero ni de groupe électrogène dans une pièce fermée.
Toute combustion est exothermique : $E = m \times PC$ (pouvoir calorifique, en $\text{MJ}\cdot\text{kg}^{-1}$ ).
Effet de serre : naturel et utile, mais amplifié par les combustions humaines $\rightarrow$ réchauffement climatique.
Masse de $\text{CO}_2$ émise par du carbone brûlé : $m_{\text{CO}_2} = m_C \times \dfrac{44}{12}$ .

6Exercices corrigés

Niveau 1 — Application directe

Dans un réchaud de camping, du butane brûle dans le dioxygène de l'air. Identifie : a) le combustible ; b) le comburant ; c) les deux produits attendus (noms et formules), en supposant la combustion complète.

Voir le corrigé détaillé

a) Le combustible est le butane $\text{C}_4\text{H}_{10}$ .

b) Le comburant est le dioxygène $\text{O}_2$ contenu dans l'air.

c) Les produits d'une combustion complète sont le dioxyde de carbone $\text{CO}_2$ et l'eau $\text{H}_2\text{O}$ .

Écris, en toutes lettres, l'équation de la combustion complète du méthane, puis celle du carbone.

Voir le corrigé détaillé

méthane $+$ dioxygène $\rightarrow$ dioxyde de carbone $+$ eau
carbone $+$ dioxygène $\rightarrow$ dioxyde de carbone

On verse le gaz recueilli à la sortie d'un tube dans de l'eau de chaux limpide : elle se trouble. Puis on approche un verre froid de la flamme d'un réchaud : de la buée se dépose dessus. Identifie, avec sa formule, le corps mis en évidence par chaque test.

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L'eau de chaux se trouble en présence de dioxyde de carbone $\text{CO}_2$ : c'est le test caractéristique de ce gaz.

La buée sur une surface froide révèle la présence d'eau $\text{H}_2\text{O}$ sous forme de vapeur dans les gaz brûlés.

Équilibre l'équation de la combustion incomplète du carbone, qui produit du monoxyde de carbone : $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}$ .

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carbone : 1 à gauche, 1 à droiteéquilibré
oxygène : 2 à gauche, 1 à droiteun seul O dans CO
$\Rightarrow$ on double le CO pour obtenir 2 atomes de O à droite
$2\,\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{CO}$ 2 C et 2 O de chaque côté : équilibrée

Calcule l'énergie libérée par la combustion complète de $3$ kg de butane, sachant que son pouvoir calorifique vaut $PC \approx 46\ \text{MJ}\cdot\text{kg}^{-1}$ .

Voir le corrigé détaillé

$E = m \times PC$
$=$ $3 \times 46$
$=$ $138$ MJ

Ces $3$ kg de butane libèrent 138 MJ, soit $138\,000$ kJ.

Niveau 2 — Approfondissement

Un réchaud à gaz manque d'air : la combustion du butane devient incomplète et produit du monoxyde de carbone au lieu du dioxyde de carbone. Équilibre l'équation $\text{C}_4\text{H}_{10} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO} + \text{H}_2\text{O}$ .

Voir le corrigé détaillé

carbone : 4 à gaucheil faut 4 CO à droite
hydrogène : 10 à gaucheil faut 5 $\text{H}_2\text{O}$ à droite
oxygène à droite : $4 \times 1 + 5 \times 1 = 9$ 4 CO apportent 4 O, 5 $\text{H}_2\text{O}$ apportent 5 O
9 est impairimpossible avec un nombre entier de $\text{O}_2$
$\Rightarrow$ on double tous les coefficients
$2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 9\,\text{O}_2 \rightarrow 8\,\text{CO} + 10\,\text{H}_2\text{O}$ 8 C, 20 H, 18 O de chaque côté : équilibrée

On brûle complètement $6$ g de carbone dans un flacon fermé contenant $20$ g de dioxygène. Sachant que $6$ g de carbone consomment exactement $16$ g de dioxygène et forment $22$ g de dioxyde de carbone, calcule la masse de dioxygène restant après la réaction, puis vérifie la loi de conservation de la masse.

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dioxygène restant $= 20 - 16$
$=$ $4$ gle dioxygène était en excès
masse initiale totale $= 6 + 20 = 26$ g
masse finale totale $= 22 + 4 = 26$ gCO₂ formé + O₂ restant
$\Rightarrow$ $26$ g $= 26$ gla masse totale est bien conservée

Il reste 4 g de dioxygène non consommé, et la masse totale du système ( $26$ g) est bien la même avant et après la combustion.

Une combustion incomplète du méthane, d'équation $2\,\text{CH}_4 + 3\,\text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{CO} + 4\,\text{H}_2\text{O}$ , produit $4$ g de monoxyde de carbone. Calcule la masse de méthane brûlé ( $M(\text{CH}_4) = 16\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$ , $M(\text{CO}) = 28\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$ ).

Voir le corrigé détaillé

L'équation donne 2 mol de $\text{CH}_4$ pour 2 mol de CO produit : le rapport molaire est $1{:}1$ , donc le rapport des masses vaut le rapport des masses molaires.

$\dfrac{m(\text{CH}_4)}{m(\text{CO})} = \dfrac{M(\text{CH}_4)}{M(\text{CO})} = \dfrac{16}{28}$
$\Rightarrow$ $m(\text{CH}_4) = 4 \times \dfrac{16}{28}$
$\approx$ $2{,}29$ g

Environ 2,29 g de méthane ont été brûlés pour produire ces 4 g de CO.

Compare l'énergie libérée par la combustion complète de $1$ kg de charbon de bois et de $1$ kg de méthane ( $PC \approx 30$ et $50\ \text{MJ}\cdot\text{kg}^{-1}$ ). Calcule ensuite la masse de charbon nécessaire pour libérer autant d'énergie qu' $1$ kg de méthane.

Voir le corrigé détaillé

$E_{\text{charbon}} = 1 \times 30 = 30$ MJ
$E_{\text{méthane}} = 1 \times 50 = 50$ MJ
masse de charbon cherchée : $m = \dfrac{50}{30}$
$\approx$ $1{,}67$ kg

À masse égale, le méthane libère bien plus d'énergie que le charbon ; il faudrait environ 1,67 kg de charbon pour égaler l'énergie d'1 kg de méthane.

Niveau 3 — Défi

Dans un garage fermé, un groupe électrogène alimenté au butane fonctionne mal : sa combustion, mal alimentée en air, devient incomplète et forme du monoxyde de carbone.

Équilibre l'équation $\text{C}_4\text{H}_{10} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO} + \text{H}_2\text{O}$ .
Explique pourquoi cette situation est dangereuse pour les personnes présentes dans le garage.
Sachant que $2$ kg de butane ont été brûlés dans ces conditions, calcule la masse de monoxyde de carbone produite ( $M(\text{C}_4\text{H}_{10}) = 58\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$ , $M(\text{CO}) = 28\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$ ).

Voir le corrigé détaillé

carbone : 4 à gauche $\Rightarrow$ 4 CO à droite
hydrogène : 10 à gauche $\Rightarrow$ 5 $\text{H}_2\text{O}$ à droite
oxygène à droite : $4 + 5 = 9$ , impairon double tout
$2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 9\,\text{O}_2 \rightarrow 8\,\text{CO} + 10\,\text{H}_2\text{O}$

2. Le monoxyde de carbone $\text{CO}$ est incolore et inodore : personne ne peut le détecter sans appareil. Dans un espace fermé et mal ventilé, il s'accumule et peut provoquer une intoxication mortelle, surtout pendant le sommeil.

3. D'après l'équation, 2 mol de $\text{C}_4\text{H}_{10}$ produisent 8 mol de CO : le rapport molaire est $1{:}4$ .

$\dfrac{m(\text{CO})}{m(\text{C}_4\text{H}_{10})} = \dfrac{4 \times 28}{58}$
$\approx$ $1{,}93$
$\Rightarrow$ $m(\text{CO}) = 2 \times 1{,}93$
$\approx$ $3{,}86$ kg

Environ 3,86 kg de monoxyde de carbone ont été rejetés dans le garage : une quantité largement suffisante pour être mortelle en espace clos.

Une cartouche de gaz de camping contient $220$ g de butane. Elle est utilisée jusqu'à épuisement, en combustion complète.

Écris l'équation équilibrée de la combustion complète du butane.
Calcule la masse de $\text{CO}_2$ rejetée par la cartouche entière ( $M(\text{C}_4\text{H}_{10}) = 58\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$ , $M(\text{CO}_2) = 44\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$ ).
Calcule l'énergie totale libérée ( $PC \approx 46\ \text{MJ}\cdot\text{kg}^{-1}$ ), sachant qu'un repas cuisiné consomme environ $2$ MJ, combien de repas peut-on cuisiner avec cette cartouche ?

Voir le corrigé détaillé

1. $2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \rightarrow 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O}$ .

2. Rapport molaire $\text{C}_4\text{H}_{10}{:}\text{CO}_2 = 2{:}8 = 1{:}4$ .

$\dfrac{m(\text{CO}_2)}{m(\text{C}_4\text{H}_{10})} = \dfrac{4 \times 44}{58} \approx 3{,}03$
$\Rightarrow$ $m(\text{CO}_2) = 0{,}220 \times 3{,}03$
$\approx$ $0{,}67$ kg

$E = m \times PC = 0{,}220 \times 46$
$\approx$ $10{,}1$ MJ
nombre de repas $= \dfrac{10{,}1}{2}$
$\approx$ $5$ repason arrondit à l'entier inférieur, il reste un peu d'énergie non exploitable en un repas complet

La cartouche entière rejette environ 0,67 kg de CO₂ et permet de cuisiner environ 5 repas.

Le taux de dioxyde de carbone dans l'atmosphère est passé d'environ $280$ ppm avant l'ère industrielle à plus de $420$ ppm aujourd'hui, principalement à cause des combustions de charbon, de pétrole et de gaz naturel.

Calcule, en pourcentage, l'augmentation du taux de $\text{CO}_2$ depuis l'ère préindustrielle.
Cite deux combustions de la vie quotidienne responsables de cette hausse.
Propose deux mesures concrètes pour limiter les émissions de $\text{CO}_2$ liées aux combustions.

Voir le corrigé détaillé

augmentation $= \dfrac{420 - 280}{280} \times 100$
$=$ $\dfrac{140}{280} \times 100$
$\approx$ $50\ \%$

2. Par exemple : la combustion d'essence ou de gasoil dans les moteurs de véhicules, et la combustion du charbon dans les centrales électriques ou pour la cuisson domestique.

3. Par exemple : développer les transports en commun et les énergies renouvelables (solaire, notamment abondant en Afrique), isoler les bâtiments pour réduire les besoins de chauffage, entretenir les moteurs pour une combustion plus complète, et lutter contre la déforestation en plantant des arbres.

Niveau 4 — Problèmes de vie courante

Aminata, à Ndjamena. Pendant la saison fraîche de l'harmattan, Aminata veut réchauffer sa chambre en y plaçant un brasero de charbon de bois allumé, porte et fenêtre fermées pour garder la chaleur toute la nuit.

Si le brasero manque de dioxygène dans la pièce fermée, quel gaz dangereux risque de se former ? Donne son nom et sa formule.
Indique deux caractéristiques qui rendent ce gaz particulièrement dangereux.
Propose à Aminata deux mesures de sécurité pour se chauffer sans mettre sa vie en danger.

Voir le corrigé détaillé

1. Il risque de se former du monoxyde de carbone, de formule $\text{CO}$ .

2. Ce gaz est incolore et inodore : personne ne peut sentir sa présence. Il est de plus toxique, voire mortel, même à faible concentration s'il est respiré longtemps, en particulier pendant le sommeil.

3. Aminata ne doit jamais faire brûler un brasero dans une pièce totalement fermée : il faut toujours laisser une ouverture pour l'aération, et idéalement ne pas laisser le brasero allumé toute la nuit dans la chambre. Un chauffage électrique sûr est préférable si elle en dispose.

Moussa, à Dakar. Moussa hésite entre cuisiner au charbon de bois ou au gaz butane. Un sac de charbon de bois de $5$ kg coûte $2\,500$ F CFA ( $PC \approx 30\ \text{MJ}\cdot\text{kg}^{-1}$ ). Une bonbonne de butane de $6$ kg coûte $6\,000$ F CFA ( $PC \approx 46\ \text{MJ}\cdot\text{kg}^{-1}$ ).

Calcule l'énergie totale disponible dans le sac de charbon, puis dans la bonbonne de gaz.
Calcule le coût de l'énergie pour chaque combustible, en F CFA par MJ.
Quel combustible est le plus économique à l'énergie ? Cite un avantage du gaz sur le charbon, autre que le prix.

Voir le corrigé détaillé

$E_{\text{charbon}} = 5 \times 30 = 150$ MJ
$E_{\text{gaz}} = 6 \times 46 = 276$ MJ

coût charbon $= \dfrac{2\,500}{150}$
$\approx$ $16{,}7$ F CFA/MJ
coût gaz $= \dfrac{6\,000}{276}$
$\approx$ $21{,}7$ F CFA/MJ

3. Dans cet exemple, le charbon de bois revient moins cher par mégajoule. Mais le gaz butane présente d'autres avantages : combustion plus propre (peu ou pas de suie), allumage instantané, et il évite la déforestation liée à la fabrication du charbon de bois.

Un moto-taxi à Douala. Un moto-taxi consomme en moyenne $3$ L d'essence pour $100$ km. On assimile l'essence à un combustible dont la combustion complète d' $1$ kg produit environ $3{,}1$ kg de $\text{CO}_2$ ; la masse volumique de l'essence vaut environ $0{,}75\ \text{kg}\cdot\text{L}^{-1}$ .

Calcule la masse d'essence consommée pour $100$ km.
Calcule la masse de $\text{CO}_2$ rejetée pour ce trajet de $100$ km.
Ce chauffeur parcourt en moyenne $3\,000$ km par mois. Calcule la masse totale de $\text{CO}_2$ rejetée en un mois, en kg puis en tonnes.

Voir le corrigé détaillé

$m_{\text{essence}} = 3 \times 0{,}75$
$=$ $2{,}25$ kg

$m_{\text{CO}_2} = 2{,}25 \times 3{,}1$
$\approx$ $6{,}98$ kg

3. $3\,000$ km représentent $30$ trajets de $100$ km.

$m_{\text{CO}_2,\text{mois}} = 6{,}98 \times 30$
$\approx$ $209$ kg
$\approx$ $0{,}209$ tonne

Ce seul moto-taxi rejette environ 209 kg de CO₂ par mois, soit un peu plus de deux dixièmes de tonne : à multiplier par le nombre de véhicules d'une ville pour mesurer l'ampleur du phénomène.

📝 QCM de fin de leçon — 20 questions

Coche une réponse par question, puis clique sur « Vérifier mes réponses » : tu obtiens ta note sur 20 avec la correction détaillée de chaque question.

Qu'est-ce qu'une combustion ?

Une transformation chimique entre un combustible et un comburant, qui dégage de la chaleur (et souvent de la lumière) Un simple changement d'état de la matière Une transformation qui absorbe de l'énergie sans jamais en libérer Une réaction qui ne fait intervenir aucun gaz

Explication : Une combustion est une transformation chimique rapide, entre un combustible et un comburant, qui dégage de la chaleur et souvent de la lumière (elle est exothermique).

Dans une combustion, le comburant est le plus souvent :

le dioxyde de carbone l'azote de l'air le dioxygène la vapeur d'eau

Explication : Le comburant, qui permet la combustion, est presque toujours le dioxygène

\text{O}_2

, pur ou contenu dans l'air (environ 21 % de l'air).

Les trois conditions réunies dans le « triangle du feu » sont :

combustible, eau, lumière combustible, comburant, chaleur (source d'inflammation) comburant, eau, chaleur combustible, comburant, eau de chaux

Explication : Une combustion démarre et se poursuit seulement si combustible, comburant et une source de chaleur suffisante sont réunis en même temps.

Pour éteindre un feu, il suffit de :

attendre qu'il s'éteigne tout seul, sans agir ajouter davantage de dioxygène supprimer les trois côtés du triangle du feu en même temps supprimer un seul des trois côtés du triangle du feu (combustible, comburant ou chaleur)

Explication : Il suffit de supprimer un seul sommet du triangle du feu : étouffer (comburant), refroidir avec de l'eau (chaleur), ou couper le gaz (combustible).

On fait barboter un gaz dans de l'eau de chaux limpide et elle devient trouble et laiteuse. Ce test prouve la présence de :

dioxygène dioxyde de carbone monoxyde de carbone vapeur d'eau

Explication : L'eau de chaux qui se trouble est le test caractéristique du dioxyde de carbone

\text{CO}_2

On approche un verre bien froid au-dessus de la flamme d'un réchaud à gaz : de la buée se dépose dessus. Cette buée prouve la formation de :

eau (

\text{H}_2\text{O}

) dioxyde de carbone (

\text{CO}_2

) monoxyde de carbone (

\text{CO}

) suie

Explication : La buée sur une surface froide révèle la présence d'eau

\text{H}_2\text{O}

, formée sous forme de vapeur invisible pendant la combustion.

L'équation de la combustion complète du carbone s'écrit $\text{C} + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2$ . Que peux-tu dire du nombre d'atomes de chaque côté de la flèche ?

il y a plus d'atomes à droite qu'à gauche il faut ajouter un coefficient devant

\text{O}_2

pour équilibrer l'équation est déjà équilibrée : 1 atome de C et 2 atomes de O de chaque côté il manque un atome de carbone à droite

Explication : À gauche : 1 C et 2 O (dans

\text{O}_2

). À droite, dans

\text{CO}_2

: 1 C et 2 O. Les totaux sont égaux : l'équation est déjà équilibrée.

Pour équilibrer $\text{CH}_4 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}$ , l'équation correcte est :

\text{CH}_4 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}

2\,\text{CH}_4 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}

\text{CH}_4 + \text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}

\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}

Explication : Il y a 4 atomes d'hydrogène dans

\text{CH}_4

, donc il faut

2\,\text{H}_2\text{O}

.
Cela apporte 2 O (du

\text{CO}_2

) + 4 O (des

2\,\text{H}_2\text{O}

) = 4 O à droite.
Il faut donc

2\,\text{O}_2

à gauche :

\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}

Dans l'écriture $2\,\text{CO}_2$ , que représente le nombre 2 ?

un indice qui change la nature du gaz un coefficient : il indique qu'il y a 2 molécules de

\text{CO}_2

le nombre d'atomes d'oxygène dans une seule molécule une erreur d'écriture à corriger

Explication : Le nombre placé devant la formule est un coefficient (nombre de molécules) : il peut changer librement. L'indice, lui, collé à la lettre, ne bouge jamais (

\text{CO}_2 \ne 2\,\text{CO}

Une combustion est dite complète lorsque :

le combustible est entièrement consommé, même sans dioxygène elle ne produit ni chaleur ni lumière le dioxygène est en quantité suffisante : elle produit seulement du

\text{CO}_2

et de l'eau elle produit uniquement de la suie

Explication : Quand le dioxygène est suffisant (voire en excès), la combustion est complète : flamme bleue, seulement

\text{CO}_2

\text{H}_2\text{O}

, pas de suie.

Une flamme jaune-orangée qui noircit le fond d'une marmite est le signe d'une combustion :

incomplète, par manque de dioxygène complète et propre sans comburant du tout qui ne dégage aucune chaleur

Explication : Quand le dioxygène manque, la combustion devient incomplète : la flamme jaunit et un dépôt de suie noircit les objets froids qu'elle lèche.

Lors d'une combustion incomplète, en plus (ou à la place) du $\text{CO}_2$ , on peut obtenir :

du dioxygène pur uniquement de l'azote uniquement de l'eau de chaux du monoxyde de carbone (

\text{CO}

) et/ou de la suie

Explication : Le manque de dioxygène fait apparaître du monoxyde de carbone

\text{CO}

et/ou des particules de carbone non brûlé (la suie).

Pourquoi le monoxyde de carbone $\text{CO}$ est-il particulièrement dangereux ?

il a une odeur très forte, facile à sentir il colore l'air en gris, facile à voir il est incolore et inodore : impossible à détecter sans appareil il ne se forme jamais dans un logement

Explication : Le

\text{CO}

est incolore et inodore : on ne le voit pas, on ne le sent pas. Il empêche le sang de transporter le dioxygène et peut tuer, parfois pendant le sommeil.

Quelle règle de sécurité faut-il respecter pour éviter une intoxication au monoxyde de carbone ?

faire fonctionner un brasero de charbon toute la nuit dans une chambre bien fermée ne jamais utiliser de brasero ni de groupe électrogène dans une pièce fermée, et toujours aérer attendre d'avoir mal à la tête pour ouvrir la fenêtre boucher toutes les entrées d'air pour garder la chaleur

Explication : Brasero et groupe électrogène ne doivent jamais brûler dans une pièce fermée : il faut toujours aérer, et sortir immédiatement au moindre malaise près d'un foyer.

Une combustion est une réaction exothermique. Cela signifie qu'elle :

libère de l'énergie vers l'extérieur, sous forme de chaleur (et parfois de lumière) absorbe de l'énergie du milieu extérieur ne transfère aucune énergie refroidit toujours son environnement

Explication : « Exothermique » signifie que la réaction libère de l'énergie vers le milieu extérieur : c'est pour cela qu'on brûle un combustible pour cuisiner ou se chauffer.

Le pouvoir calorifique du charbon de bois vaut environ $PC \approx 30\ \text{MJ}\cdot\text{kg}^{-1}$ . Quelle énergie libère la combustion complète de $2$ kg de ce charbon ?

15

32

300

60

Explication :

E = m \times PC

E = 2 \times 30

E = 60

MJ.

Une bonbonne contient $3$ kg de butane ( $PC \approx 46\ \text{MJ}\cdot\text{kg}^{-1}$ ). Quelle énergie totale, arrondie à la dizaine de MJ, peut-elle libérer ?

environ

46

MJ environ

140

MJ environ

90

MJ environ

200

Explication :

E = m \times PC

E = 3 \times 46 = 138

MJ
soit environ

140

MJ arrondi à la dizaine.

On enferme une bougie allumée sous une cloche de verre étanche posée sur une balance. Après que la flamme s'éteint (faute de dioxygène), la masse totale affichée :

diminue, car le combustible a disparu augmente, car du

\text{CO}_2

a été formé reste la même : dans ce système fermé, rien n'entre ni ne sort devient nulle

Explication : D'après la loi de Lavoisier, dans un système fermé la masse des produits égale la masse des réactifs :

m_{\text{réactifs}} = m_{\text{produits}}

. La masse totale ne change pas, même si l'aspect du système change.

L'effet de serre est un phénomène :

naturel : il retient une partie de la chaleur de la Terre et rend la vie possible inventé récemment par l'être humain qui refroidit systématiquement la Terre uniquement dû aux combustions humaines, sans aucune cause naturelle

Explication : L'effet de serre est naturel : certains gaz de l'atmosphère retiennent une partie de la chaleur terrestre. Sans lui, la température moyenne serait d'environ

-18\ \text{°C}

au lieu de

+15\ \text{°C}

Un moto-taxi brûle de l'essence dans son moteur ; cette combustion rejette du $\text{CO}_2$ dans l'atmosphère. Ce $\text{CO}_2$ supplémentaire :

n'a aucun effet sur le climat refroidit la planète remplace uniquement le dioxygène respiré en ville renforce l'effet de serre naturel et contribue au réchauffement climatique

Explication : Le

\text{CO}_2

rejeté par les combustions (véhicules, centrales, cuisson) s'ajoute à celui déjà présent dans l'air : il renforce l'effet de serre et provoque un réchauffement climatique mesurable.

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En bref

Classe : Classe de Quatrième
Matière : Chimie
Durée estimée : 6 h
6 parties · 3 objectifs
Supports inclus : fiche, exercices corrigés, QCM

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