Aller au contenu
Skill NovaCours en ligne

Chimie organique : alcanes et alcènes

Découvrir les premières familles de la chimie du carbone.

Chimie Seconde Chapitre 7 / 8 ⏱ 8 h

Ce que tu sauras faire à la fin

  • Nommer un alcane et un alcène ramifiés
  • Écrire les isomères d'une formule brute
  • Relier structure et propriétés physiques

Regarde autour de toi : l'essence qui fait rouler les taxis-brousse, le gaz butane de la cuisinière, le sachet plastique du marché, le stylo entre tes doigts, et même les cellules de ton corps. Tous ces objets si différents ont un point commun invisible : ils sont bâtis sur le même atome, le carbone. La chimie organique est l'étude de ces innombrables composés du carbone — on en connaît aujourd'hui plusieurs dizaines de millions, alors que la chimie « minérale » du reste du tableau périodique en compte beaucoup moins.

Ce foisonnement peut sembler écrasant. Il repose pourtant sur une règle unique et très simple, que tu vas maîtriser dans ce chapitre : le carbone forme toujours quatre liaisons. À partir de cette seule contrainte, la nature construit des chaînes courtes ou longues, droites ou ramifiées — et c'est cette architecture, le squelette carboné, qui donne à chaque molécule son identité et ses propriétés.

Tu vas découvrir les deux premières grandes familles de la chimie organique : les alcanes, où tous les carbones ne sont reliés que par des liaisons simples, et les alcènes, qui possèdent une double liaison plus réactive. Tu apprendras à les nommer selon des règles internationales, à reconnaître leurs isomères (des molécules de même formule brute mais de structure différente), et à comprendre pourquoi le pétrole brut — extrait au large de Dakar ou de la plateforme gazière GTA, à la frontière entre le Sénégal et la Mauritanie — doit être distillé avant de devenir essence, gaz de cuisine ou bitume routier.

C'est un chapitre concret : chaque molécule que tu dessineras existe vraiment, chaque réaction que tu écriras se produit chaque jour dans un moteur, une raffinerie ou une usine de plastique. Prends ton crayon : on commence par le cœur du sujet, l'atome de carbone lui-même.

1Le squelette carboné

1.1  Le carbone, un atome à quatre liaisons

L'atome de carbone, noté C\text{C}, possède quatre électrons sur sa couche externe. Pour compléter cette couche et devenir stable, il doit mettre en commun ces quatre électrons avec d'autres atomes : il forme donc toujours quatre liaisons covalentes, ni plus, ni moins.

Définition

La tétravalence du carbone est la propriété selon laquelle un atome de carbone établit toujours exactement quatre liaisons avec des atomes voisins (carbone, hydrogène, oxygène…). Chacune de ces liaisons peut être une liaison simple (une paire d'électrons partagée) ou, plus rarement, participer à une liaison double (deux paires partagées, ce qui « consomme » deux des quatre liaisons du carbone).

L'atome d'hydrogène H\text{H}, lui, ne forme qu'une seule liaison. Dans une molécule organique, les atomes de carbone s'enchaînent donc pour former un « squelette », et les hydrogènes viennent occuper toutes les liaisons qui restent disponibles sur chaque carbone. C'est cette idée toute simple — un squelette de carbones, complété par des hydrogènes — qui engendre la richesse entière de la chimie organique.

Exemple — compter les liaisons disponibles

Dans la molécule d'éthane CH3–CH3\text{CH}_3\text{–CH}_3, chaque carbone est relié à un autre carbone : il lui reste donc 4−1=34-1=3 liaisons à occuper, comblées par trois atomes d'hydrogène. On retrouve bien CH3\text{CH}_3 de chaque côté. Dans le méthane CH4\text{CH}_4, le carbone unique n'est relié à aucun autre carbone : ses quatre liaisons sont toutes occupées par des hydrogènes.

Les carbones peuvent s'enchaîner de façon linéaire (une chaîne « en fil »), ramifiée (des chaînes secondaires greffées sur la chaîne principale) ou, tu le verras en Première, cyclique (une boucle fermée). Dans ce chapitre, tu te limites aux chaînes linéaires et ramifiées, dites acycliques.

1.2  Une chimie omniprésente

La chimie du carbone n'est pas un sujet abstrait de laboratoire : elle est partout. Le pétrole et le gaz naturel — comme celui du gisement GTA (Grand Tortue/Ahmeyim), exploité en mer à la frontière sénégalo-mauritanienne — sont des mélanges d'hydrocarbures formés en des millions d'années à partir de matière organique ancienne. Les matières plastiques qui emballent les produits du marché sont des polymères, de longues chaînes carbonées fabriquées à partir de ces mêmes hydrocarbures. Et le vivant lui-même — sucres, graisses, protéines, ADN — n'est qu'une immense variation sur le thème du squelette carboné.

Chimie & Co — La synthèse qui a changé la chimie

Longtemps, les chimistes ont cru à une doctrine appelée le vitalisme : les composés « organiques », ceux produits par les êtres vivants, ne pourraient jamais être fabriqués en laboratoire à partir de substances minérales — il leur faudrait une mystérieuse « force vitale ».

En 1828, le chimiste allemand Friedrich Wöhler chauffe du cyanate d'ammonium, un sel parfaitement minéral, et obtient de l'urée — un composé organique que l'on trouve normalement dans l'urine des mammifères. La frontière entre matière « vivante » et matière « minérale » s'effondre : la chimie organique devient une science comme les autres, celle des composés du carbone, qu'ils viennent ou non d'un organisme vivant.

C'est cette science que tu commences aujourd'hui, en partant de la famille la plus simple : les alcanes.

2Alcanes : nomenclature et isomérie

2.1  Formule générale et série des alcanes

Définition

Un alcane est un hydrocarbure (molécule ne contenant que des atomes de carbone et d'hydrogène) dans lequel tous les carbones sont reliés entre eux par des liaisons simples uniquement. On dit que l'alcane est saturé : chaque carbone porte le maximum d'hydrogènes possible. Sa formule brute est :

CnH2n+2\text{C}_n\text{H}_{2n+2}

où nn est le nombre d'atomes de carbone de la molécule (n⩾1n \geqslant 1).

Exemple — vérifier la formule pour l'hexane
  1. hexane ⇒n=6\Rightarrow n = 6
  2. nombre d'hydrogènes =2n+2=2×6+2= 2n+2 = 2\times 6+2
  3. ==1414
  4. ⇒\Rightarrowformule brute C6H14\text{C}_6\text{H}_{14}

Les noms des dix premiers alcanes linéaires sont à connaître par cœur : ils servent de base à tout le vocabulaire de la chimie organique, y compris pour les alcènes que tu verras plus loin.

nn12345678910
Nomméthaneéthanepropanebutanepentanehexaneheptaneoctanenonanedécane
FormuleCH4\text{CH}_4C2H6\text{C}_2\text{H}_6C3H8\text{C}_3\text{H}_8C4H10\text{C}_4\text{H}_{10}C5H12\text{C}_5\text{H}_{12}C6H14\text{C}_6\text{H}_{14}C7H16\text{C}_7\text{H}_{16}C8H18\text{C}_8\text{H}_{18}C9H20\text{C}_9\text{H}_{20}C10H22\text{C}_{10}\text{H}_{22}

La formule développée d'une molécule montre chaque atome et chaque liaison ; la formule semi-développée, plus rapide à écrire, regroupe les hydrogènes portés par un même carbone, comme CH3–CH2–CH3\text{CH}_3\text{–CH}_2\text{–CH}_3 pour le propane.

Méthane — CH₄Éthane — C₂H₆Propane — C₃H₈n-Butane — C₄H₁₀ HHHHC HHHCHHHC HHHCHHCHHHC HHHCHHCHHCHHHC
Figure 1 — Formules développées des quatre premiers alcanes : chaque carbone (C) forme quatre liaisons, chaque hydrogène (H) une seule. La chaîne s'allonge d'un groupe CH2\text{CH}_2 à chaque étape.

2.2  Nommer un alcane ramifié

Quand la chaîne se ramifie, il faut un nom qui décrive sans ambiguïté où se trouve chaque ramification. C'est le rôle de la nomenclature systématique, fixée par des règles internationales.

Méthode — nommer un alcane ramifié
  • 1. Repérer la chaîne principale : la chaîne carbonée continue la plus longue de la molécule. Son nombre de carbones donne le nom de base (butane, pentane…).
  • 2. Numéroter les carbones de la chaîne principale à partir de l'extrémité qui donne les indices les plus petits possibles aux ramifications.
  • 3. Nommer chaque ramification (ou « substituant ») : un carbone attaché est un groupe méthyl (–CH3\text{–CH}_3), deux carbones un groupe éthyl (–C2H5\text{–C}_2\text{H}_5).
  • 4. Écrire le nom complet : indice-substituant devant le nom de la chaîne principale (préfixes di, tri si un même substituant apparaît plusieurs fois ; ordre alphabétique si les substituants diffèrent).
Exemple — nommer CH3–CH2–CH(CH3)–CH2–CH3\text{CH}_3\text{–CH}_2\text{–CH}(\text{CH}_3)\text{–CH}_2\text{–CH}_3
  1. chaîne principale : 5 carbones alignésbase = pentane
  2. ramification : un groupe méthyl sur le 3ᵉ carbone
  3. numérotation depuis la gauche : indice 33 ; depuis la droite : indice 33les deux extrémités sont équidistantes ici
  4. ⇒\Rightarrownom : 3-méthylpentane
Exemple — retrouver la formule du 2,2-diméthylpropane

Le nom indique une chaîne principale à trois carbones (propane), avec deux groupes méthyl portés par le carbone n°2 (« 2,2-di »). Le carbone central porte donc : ses deux voisins de chaîne + deux méthyl = quatre liaisons occupées, sans aucun hydrogène sur lui.

CH3–C(CH3)2–CH3\text{CH}_3\text{–C}(\text{CH}_3)_2\text{–CH}_3

Attention

L'erreur la plus fréquente est de numéroter la chaîne à partir du mauvais bout. Pour CH3–CH(CH3)–CH2–CH2–CH3\text{CH}_3\text{–CH}(\text{CH}_3)\text{–CH}_2\text{–CH}_2\text{–CH}_3, numéroter depuis la gauche donne l'indice 22 ; numéroter depuis la droite donnerait l'indice 44. On garde toujours l'indice le plus petit : le nom correct est 2-méthylpentane, jamais « 4-méthylpentane ».

2.3  Isomérie de chaîne : le cas du butane

Définition

Deux molécules sont des isomères lorsqu'elles ont la même formule brute mais des formules développées différentes — donc des propriétés physiques et chimiques différentes. Quand la différence porte sur la forme du squelette carboné (chaîne linéaire ou ramifiée), on parle d'isomérie de chaîne.

La formule brute C4H10\text{C}_4\text{H}_{10} correspond à deux molécules bien distinctes : le n-butane, à chaîne linéaire, et le méthylpropane (isobutane), à chaîne ramifiée.

Deux isomères de formule brute C₄H₁₀ n-butaneCH₃CH₂CH₂CH₃chaîne linéaire — Téb = −0,5 °C méthylpropane (isobutane)CH₃HCH₃CH₃Cchaîne ramifiée — Téb = −11,7 °C
Figure 2 — Le n-butane (chaîne linéaire) et le méthylpropane (chaîne ramifiée) sont deux isomères de C4H10\text{C}_4\text{H}_{10} : même formule brute, structures différentes, températures d'ébullition (Téb) différentes.

Tu reviendras en détail sur ce phénomène — et sur un deuxième type d'isomérie — dans la section 4. Mais avant cela, il faut découvrir une seconde famille d'hydrocarbures, plus réactive que les alcanes : les alcènes.

3Alcènes : double liaison

3.1  Définition et formule générale

Définition

Un alcène est un hydrocarbure qui possède une double liaison C=C\text{C=C} entre deux de ses carbones. On dit qu'il est insaturé : la double liaison « consomme » deux des quatre liaisons de chacun des deux carbones concernés, qui ne portent donc plus que deux autres liaisons (hydrogène ou reste de la chaîne). Sa formule brute générale est :

CnH2n(n⩾2)\text{C}_n\text{H}_{2n} \qquad (n \geqslant 2)

Le plus simple des alcènes est l'éthylène (ou éthène), CH2=CH2\text{CH}_2\text{=CH}_2 — la molécule la plus produite par l'industrie chimique mondiale, à la base de la plupart des plastiques.

Exemple — vérifier la formule pour le pentène
  1. pentène ⇒n=5\Rightarrow n = 5
  2. nombre d'hydrogènes =2n=2×5= 2n = 2\times 5
  3. ==1010
  4. ⇒\Rightarrowformule brute C5H10\text{C}_5\text{H}_{10}

3.2  Nommer un alcène

Méthode — nommer un alcène
  • 1. La chaîne principale doit obligatoirement contenir les deux carbones de la double liaison.
  • 2. On numérote la chaîne pour donner à la double liaison l'indice le plus petit possible.
  • 3. Le nom se forme comme pour un alcane, mais avec le suffixe -ène précédé de l'indice du premier carbone de la double liaison : chaîne-indice-ène.
Exemple — nommer CH3–CH=CH–CH2–CH3\text{CH}_3\text{–CH=CH–CH}_2\text{–CH}_3
  1. chaîne principale : 5 carbonesbase = pentène
  2. numérotation depuis la gauche : double liaison entre C2 et C3 ⇒\Rightarrow indice 22
  3. numérotation depuis la droite : double liaison entre C3 et C4 ⇒\Rightarrow indice 33
  4. ⇒\Rightarrowon garde le plus petit indice : nom = pent-2-ène

3.3  Réactivité : la réaction d'addition

La double liaison est un point fragile et réactif de la molécule : elle peut s'« ouvrir » pour laisser deux nouveaux atomes se fixer, un sur chaque carbone. C'est la réaction d'addition, caractéristique des alcènes — les alcanes, entièrement saturés, en sont incapables.

Propriété

Lors d'une addition sur un alcène, la double liaison C=C\text{C=C} devient une liaison simple, et chacun des deux carbones fixe un nouvel atome :

  • addition de dihydrogène H2\text{H}_2 (catalyseur nickel, à chaud) : l'alcène devient un alcane — c'est l'hydrogénation ;
  • addition d'eau H2O\text{H}_2\text{O} (catalyseur acide) : l'alcène devient un alcool ;
  • addition de bromure d'hydrogène HBr\text{HBr} : l'alcène devient un halogénoalcane.
Éthylène — C₂H₄ HHC HHC + H₂(Ni, chauffé) Éthane — C₂H₆ HHHC HHHC
Figure 3 — Addition de dihydrogène sur l'éthylène : la double liaison s'ouvre, un atome d'hydrogène se fixe sur chaque carbone, et l'alcène devient un alcane (ici l'éthane).
Exemple — équation de l'addition d'eau sur l'éthylène

CH2=CH2 + H2O →catalyseur acide CH3–CH2–OH\text{CH}_2\text{=CH}_2 \ + \ \text{H}_2\text{O} \ \xrightarrow{\text{catalyseur acide}} \ \text{CH}_3\text{–CH}_2\text{–OH}

L'éthylène, en fixant une molécule d'eau, devient de l'éthanol — c'est l'une des voies industrielles de fabrication de cet alcool.

3.4  Le test au dibrome

Comment savoir, sans autre indice, qu'une molécule inconnue possède une double liaison ? On utilise l'eau de brome, une solution orangée de dibrome Br2\text{Br}_2 dissous dans l'eau.

Propriété — test caractéristique des alcènes

Un alcène additionne le dibrome à froid et à l'obscurité, sans catalyseur :

alceˋne + Br2 ⟶ dibromoalcane (incolore)\text{alcène} \ + \ \text{Br}_2 \ \longrightarrow \ \text{dibromoalcane (incolore)}

L'eau de brome, orangée, se décolore instantanément au contact d'un alcène. Un alcane, lui, ne réagit pas dans ces conditions : l'eau de brome reste orangée. La décoloration de l'eau de brome est donc un test positif de reconnaissance d'une double liaison C=C\text{C=C}.

Test caractéristique d'une double liaison C=C eau de brome (orangée) + alcènequelques secondes décoloration : test positif
Figure 4 — Le test au dibrome : l'eau de brome, orangée, se décolore instantanément en présence d'un alcène ; elle reste inchangée avec un alcane.
Attention

Ne confonds pas ce test avec une combustion. La décoloration de l'eau de brome se produit à froid, en quelques secondes, sans flamme : c'est une réaction d'addition, pas une combustion. Et retiens bien le sens du test : pas de décoloration ⇒\Rightarrow pas de double liaison (donc un alcane), décoloration ⇒\Rightarrow présence d'une double liaison (donc un alcène).

4Isomérie de chaîne et de position

4.1  Isomérie de chaîne : le cas du pentane

Tu as vu avec le butane que deux molécules pouvaient partager la même formule brute tout en ayant un squelette différent. Le phénomène s'amplifie avec la taille de la chaîne : la formule brute C5H12\text{C}_5\text{H}_{12} correspond à trois isomères de chaîne distincts.

Les trois isomères de formule brute C₅H₁₂ n-pentane CH₃CH₂CH₂CH₂CH₃ isopentane CH₃CHCH₂CH₃CH₃ (2-méthylbutane) néopentane CH₃ CH₃ CH₃ CH₃ C (2,2-diméthylpropane)
Figure 5 — Les trois isomères de chaîne du pentane C5H12\text{C}_5\text{H}_{12} : chaîne linéaire (n-pentane), une ramification (isopentane), deux ramifications sur le même carbone (néopentane).

Remarque comme le nom de chaque isomère se déduit directement de la méthode de la section 2.2 : dans le néopentane, le carbone central, entouré de quatre groupes méthyl, ne porte aucun hydrogène — ce qui est parfaitement cohérent avec la tétravalence du carbone.

4.2  Isomérie de position

Définition

Deux molécules sont des isomères de position lorsqu'elles ont le même squelette carboné (la même chaîne, ramifiée ou non) mais que le groupe caractéristique — ici, la double liaison — occupe une position différente sur cette chaîne.

Exemple — les deux butènes

CH2=CH–CH2–CH3but-1-eˋne\text{CH}_2\text{=CH–CH}_2\text{–CH}_3 \qquad \text{but-1-ène}

CH3–CH=CH–CH3but-2-eˋne\text{CH}_3\text{–CH=CH–CH}_3 \qquad \text{but-2-ène}

Les deux molécules ont la même formule brute C4H8\text{C}_4\text{H}_8 et le même squelette (quatre carbones en chaîne linéaire) : seule la position de la double liaison change. Ce sont des isomères de position, et non de chaîne.

Attention

Ne confonds pas les deux types d'isomérie. Isomérie de chaîne : le squelette carboné change de forme (linéaire ↔\leftrightarrow ramifié), comme le butane et le méthylpropane. Isomérie de position : le squelette reste identique, seule la position de la double liaison (ou d'une ramification) change, comme le but-1-ène et le but-2-ène. Dans les deux cas, la formule brute reste la même : c'est justement ce qui définit des isomères.

Structure, nomenclature, isomérie : tu maîtrises maintenant la « géométrie » des alcanes et des alcènes. Reste à comprendre pourquoi elle a des conséquences bien concrètes sur les propriétés physiques de ces molécules — c'est l'objet de la section suivante.

5Propriétés physiques

5.1  États physiques et températures d'ébullition

Plus une chaîne carbonée est longue, plus les molécules s'attirent fortement entre elles : il faut donc plus d'énergie pour les séparer et les faire passer à l'état gazeux. Résultat : la température d'ébullition des alcanes augmente régulièrement avec le nombre de carbones.

Alcaneméthaneéthanepropanebutanepentanehexaneoctanedécane
Téb (°C)−162-162−89-89−42-42−0,5-0{,}536366969126126174174
État à 25 °Cgazliquide
Propriété

À température ambiante (environ 25 °C25\ \text{°C}) : les alcanes de C1\text{C}_1 à C4\text{C}_4 sont des gaz, ceux de C5\text{C}_5 à environ C17\text{C}_{17} sont des liquides, et les plus longs sont des solides (paraffine, cire, bitume). Pour une même formule brute, un isomère ramifié bout à une température plus basse qu'un isomère linéaire — c'est ce que tu as observé sur la Figure 2 avec le n-butane et le méthylpropane.

5.2  La distillation du pétrole

Le pétrole brut n'est pas une substance pure : c'est un mélange complexe de milliers d'hydrocarbures différents, des plus courts (gazeux) aux plus longs (quasi solides). Pour en tirer des produits utilisables, une raffinerie — comme la SAR (Société Africaine de Raffinage) à Mbao, près de Dakar — commence toujours par une distillation fractionnée.

Méthode — principe de la distillation fractionnée

Le pétrole brut est chauffé à environ 350 °C350\ \text{°C} dans un four, puis injecté à la base d'une haute colonne. Les vapeurs montent et se refroidissent progressivement. Chaque famille de molécules se condense sur un plateau situé à la hauteur où la température correspond à sa propre température d'ébullition : les molécules courtes (basse Téb) montent haut avant de se condenser, les plus longues (haute Téb) se condensent près du bas.

Distillation fractionnée du pétrole Gaz — moins de 20 °C(butane, propane domestique) Essence — 40 à 180 °C(carburant automobile) Kérosène — 180 à 250 °C(carburant avion) Gazole — 250 à 350 °C(diesel, poids lourds) Bitume, huiles lourdes(plus de 350 °C, résidu) froidchaud four — pétrole brut chauffé (≈ 350 °C)
Figure 6 — Colonne de distillation fractionnée : le pétrole brut, chauffé à la base, se sépare en coupes de plus en plus légères à mesure qu'on s'élève dans la colonne.
Chimie & Co — Le premier puits de pétrole

Le 27 août 1859, près de Titusville, en Pennsylvanie, l'Américain Edwin Drake fore avec succès le premier puits de pétrole exploité industriellement, à environ 2121 mètres de profondeur. Cette date marque le véritable début de l'industrie pétrolière moderne : en quelques décennies, le pétrole devient la principale source d'énergie et de matières premières de la chimie organique — un rôle qu'il tient encore aujourd'hui, y compris avec les gisements offshore récents comme GTA, au large des côtes sénégalaises et mauritaniennes.

5.3  Combustions des hydrocarbures

Propriété — combustion complète

En présence d'un excès de dioxygène, un hydrocarbure brûle complètement pour donner du dioxyde de carbone et de l'eau :

CnH2n+2 + 3n+12 O2 ⟶ n CO2 + (n+1) H2O\text{C}_n\text{H}_{2n+2} \ + \ \dfrac{3n+1}{2}\,\text{O}_2 \ \longrightarrow \ n\,\text{CO}_2 \ + \ (n+1)\,\text{H}_2\text{O}

Exemple — équilibrer la combustion du propane
  1. propane : n=3n = 3
  2. coefficient de O2\text{O}_2 =3×3+12=102= \dfrac{3\times 3+1}{2} = \dfrac{10}{2}
  3. ==55
  4. C3H8+5 O2⟶3 CO2+4 H2O\text{C}_3\text{H}_8 + 5\,\text{O}_2 \longrightarrow 3\,\text{CO}_2 + 4\,\text{H}_2\text{O}
  5. vérification : 33 C = 33 C ; 88 H = 88 H ; 1010 O = 6+46+4l'équation est bien ajustée
Attention

Si le dioxygène manque, la combustion devient incomplète : elle produit du monoxyde de carbone CO\text{CO}, un gaz incolore, inodore et très toxique, voire du carbone solide (suie). C'est le danger réel des groupes électrogènes, réchauds ou braseros utilisés dans une pièce mal ventilée : chaque année, des intoxications au monoxyde de carbone sont recensées dans des logements fermés faute d'aération. Une flamme qui devient jaune et fuligineuse au lieu de bleue est un signe d'alerte.

6Sources et usages

6.1  Du puits à l'essence : raffinage et craquage

La distillation seule ne suffit pas à répondre aux besoins du marché : un baril de pétrole brut contient naturellement plus de fractions lourdes (gazole, bitume) que n'en réclament les consommateurs, et moins d'essence légère. Les raffineries corrigent ce déséquilibre grâce au craquage.

Définition

Le craquage (ou vapocraquage, ou craquage catalytique) consiste à casser, sous l'effet de la chaleur et d'un catalyseur, les longues molécules d'une coupe lourde en molécules plus courtes, appartenant à des coupes plus légères et plus demandées — essence ou gaz. C'est aussi par craquage que l'industrie pétrochimique fabrique l'éthylène, matière première des plastiques, à partir des coupes pétrolières.

Le gaz naturel suit une chaîne comparable : au Sénégal comme en Mauritanie, le gaz extrait du champ offshore GTA est traité puis liquéfié pour être transporté, ou distribué localement — un exemple contemporain de cette même chimie du carbone que tu étudies dans ce chapitre.

6.2  La polymérisation : du gaz au plastique

La réaction d'addition que tu as étudiée en section 3 peut se produire en chaîne : sous pression et catalyseur, des milliers de molécules d'éthylène s'additionnent les unes aux autres, la double liaison de chacune s'ouvrant pour se lier à la suivante. On obtient une molécule géante, un polymère : le polyéthylène.

n × CH₂=CH₂ → [–CH₂–CH₂–]ₙ CH₂CH₂ n
Figure 7 — La chaîne de polyéthylène : des milliers de motifs –CH2–CH2–\text{–CH}_2\text{–CH}_2\text{–} issus de l'addition en chaîne de molécules d'éthylène. C'est la matière des sachets et bouteilles plastiques.
Chimie & Co — Une découverte accidentelle

En 1933, chez le groupe chimique britannique ICI, les chimistes Eric Fawcett et Reginald Gibson étudient le comportement de l'éthylène sous très haute pression. Une fuite laisse entrer une trace d'oxygène dans leur montage : au lieu de l'échec attendu, ils découvrent au fond du réacteur une poudre blanche cireuse — le polyéthylène. Commercialisé à partir de 1939, il reste aujourd'hui le plastique le plus fabriqué au monde.

6.3  Usages du quotidien

Des molécules que tu sais maintenant nommer et dessiner se retrouvent partout dans la vie courante : le butane et le propane comprimés dans les bonbonnes de gaz domestique ; l'essence (coupe légère) et le gazole (coupe intermédiaire) dans les réservoirs des véhicules ; le bitume (résidu lourd) sur les routes goudronnées ; et le polyéthylène dans les sachets, bidons et tuyaux. Une même famille de molécules, une même logique de squelette carboné — et un monde d'usages différents selon la longueur de la chaîne.

Fiche mémo

  • Tétravalence : le carbone forme toujours 4 liaisons ; l'hydrogène, une seule.
  • Alcane (saturé) : CnH2n+2\text{C}_n\text{H}_{2n+2}. Alcène (une double liaison) : CnH2n\text{C}_n\text{H}_{2n}.
  • Nommer : chaîne principale la plus longue (contenant la double liaison pour un alcène) ; numéroter pour avoir les indices les plus petits ; substituants en préfixe (méthyl, éthyl).
  • Isomères : même formule brute, structures différentes. Chaîne : squelette différent (n-butane / méthylpropane). Position : squelette identique, position du groupe différente (but-1-ène / but-2-ène).
  • Téb augmente avec la longueur de chaîne ; un isomère ramifié bout plus bas qu'un isomère linéaire.
  • Addition sur un alcène : C=C→C–C\text{C=C} \to \text{C–C}, avec fixation de H2\text{H}_2, H2O\text{H}_2\text{O} ou HBr\text{HBr}.
  • Test au dibrome : décoloration instantanée de l'eau de brome ⇒\Rightarrow présence d'une double liaison.
  • Combustion complète : CnH2n+2+3n+12O2→n CO2+(n+1)H2O\text{C}_n\text{H}_{2n+2} + \dfrac{3n+1}{2}\text{O}_2 \to n\,\text{CO}_2 + (n+1)\text{H}_2\text{O} ; incomplète ⇒\Rightarrow CO toxique.
  • Distillation fractionnée : sépare les coupes du pétrole selon leur température d'ébullition.
  • Craquage : casse les molécules lourdes en molécules plus légères et plus demandées.
  • Polymérisation : addition en chaîne de l'éthylène ⇒\Rightarrow polyéthylène, [–CH2–CH2–]n[\text{–CH}_2\text{–CH}_2\text{–}]_n.

7Exercices corrigés

Niveau 1 — Application directe
1

Donne la formule brute des alcanes suivants : l'heptane et le nonane.

Voir le corrigé détaillé
  1. heptane : n=7n=72n+2=162n+2 = 16
  2. ⇒\RightarrowC7H16\text{C}_7\text{H}_{16}
  3. nonane : n=9n=92n+2=202n+2 = 20
  4. ⇒\RightarrowC9H20\text{C}_9\text{H}_{20}
2

Nomme l'alcane de formule semi-développée CH3–CH2–CH(CH3)–CH3\text{CH}_3\text{–CH}_2\text{–CH(CH}_3\text{)–CH}_3.

Voir le corrigé détaillé
  1. chaîne principale : 4 carbonesbase = butane
  2. numérotation depuis la gauche : ramification au carbone 3
  3. numérotation depuis la droite : ramification au carbone 2
  4. ⇒\Rightarrowon garde l'indice 22 : nom = 2-méthylbutane
3

Écris la formule semi-développée : a) de l'hexane ; b) du 2-méthylpropane.

Voir le corrigé détaillé

a) CH3–CH2–CH2–CH2–CH2–CH3\text{CH}_3\text{–CH}_2\text{–CH}_2\text{–CH}_2\text{–CH}_2\text{–CH}_3

b) chaîne principale à 3 carbones (propane), méthyl sur le carbone 2 : CH3–CH(CH3)–CH3\text{CH}_3\text{–CH(CH}_3\text{)–CH}_3

4

Donne la formule brute de l'alcène CH2=CH–CH2–CH3\text{CH}_2\text{=CH–CH}_2\text{–CH}_3, puis nomme-le.

Voir le corrigé détaillé
  1. 4 carbones, une double liaison ⇒n=4\Rightarrow n=4
  2. ⇒\Rightarrowformule brute C4H8\text{C}_4\text{H}_8
  3. double liaison entre les carbones 1 et 2, indice déjà minimal
  4. ⇒\Rightarrownom : but-1-ène
5

On ajoute de l'eau de brome à de l'hexane dans un tube, puis à de l'hex-1-ène dans un second tube. Que observe-t-on dans chaque cas ? Justifie.

Voir le corrigé détaillé

L'hexane est un alcane : il ne possède aucune double liaison, donc il ne réagit pas avec le dibrome — l'eau de brome reste orangée. L'hex-1-ène est un alcène : sa double liaison additionne le dibrome, l'eau de brome se décolore instantanément : c'est un test positif.

Niveau 2 — Approfondissement
6

Écris les formules semi-développées et les noms des trois isomères de formule brute C5H12\text{C}_5\text{H}_{12}.

Voir le corrigé détaillé

n-pentane : CH3–CH2–CH2–CH2–CH3\text{CH}_3\text{–CH}_2\text{–CH}_2\text{–CH}_2\text{–CH}_3 (chaîne linéaire).

2-méthylbutane (isopentane) : CH3–CH(CH3)–CH2–CH3\text{CH}_3\text{–CH(CH}_3\text{)–CH}_2\text{–CH}_3 (une ramification).

2,2-diméthylpropane (néopentane) : CH3–C(CH3)2–CH3\text{CH}_3\text{–C(CH}_3\text{)}_2\text{–CH}_3 (deux ramifications sur le même carbone).

7

Écris et équilibre l'équation de combustion complète du butane. Calcule le volume de dioxyde de carbone formé (volume molaire Vm=24 L⋅mol−1V_m = 24\ \text{L·mol}^{-1}) lors de la combustion de 0,25 mol0{,}25\ \text{mol} de butane.

Voir le corrigé détaillé
  1. butane : n=4n=4, coefficient de O2=3×4+12=132\text{O}_2 = \dfrac{3\times4+1}{2} = \dfrac{13}{2}
  2. C4H10+132 O2⟶4 CO2+5 H2O\text{C}_4\text{H}_{10} + \dfrac{13}{2}\,\text{O}_2 \longrightarrow 4\,\text{CO}_2 + 5\,\text{H}_2\text{O}
  3. n(CO2)=4×n(butane)=4×0,25n(\text{CO}_2) = 4 \times n(\text{butane}) = 4 \times 0{,}25
  4. ==1 mol1\ \text{mol}
  5. V(CO2)=n(CO2)×Vm=1×24V(\text{CO}_2) = n(\text{CO}_2) \times V_m = 1 \times 24
  6. ==24 L24\ \text{L}
8

Écris l'équation de l'addition de bromure d'hydrogène HBr\text{HBr} sur le propène CH3–CH=CH2\text{CH}_3\text{–CH=CH}_2, et nomme le produit obtenu.

Voir le corrigé détaillé

La double liaison s'ouvre : l'hydrogène et le brome se fixent chacun sur l'un des deux carbones anciennement doublement liés.

CH3–CH=CH2 + HBr ⟶ CH3–CHBr–CH3\text{CH}_3\text{–CH=CH}_2 \ + \ \text{HBr} \ \longrightarrow \ \text{CH}_3\text{–CHBr–CH}_3

Le produit obtenu est le 2-bromopropane, un halogénoalcane.

9

Pour la formule brute C4H8\text{C}_4\text{H}_8, écris les formules semi-développées et noms de deux alcènes à chaîne linéaire, puis d'un troisième isomère à chaîne ramifiée. Précise la relation d'isomérie entre eux.

Voir le corrigé détaillé

but-1-ène : CH2=CH–CH2–CH3\text{CH}_2\text{=CH–CH}_2\text{–CH}_3. but-2-ène : CH3–CH=CH–CH3\text{CH}_3\text{–CH=CH–CH}_3. Même squelette linéaire, seule la position de la double liaison change : ce sont des isomères de position.

2-méthylprop-1-ène : CH2=C(CH3)–CH3\text{CH}_2\text{=C(CH}_3\text{)–CH}_3. Son squelette est ramifié, différent de celui des deux précédents : c'est un isomère de chaîne par rapport à eux.

Niveau 3 — Défi
10

On brûle complètement 0,10 mol0{,}10\ \text{mol} d'un alcane inconnu CnH2n+2\text{C}_n\text{H}_{2n+2}. On recueille 0,40 mol0{,}40\ \text{mol} de CO2\text{CO}_2 et 0,50 mol0{,}50\ \text{mol} de H2O\text{H}_2\text{O}.

  1. Détermine nn à partir de chacune des deux mesures.
  2. Donne la formule brute et le nom de cet alcane.
  3. Écris l'équation ajustée de sa combustion complète.
Voir le corrigé détaillé

1. Chaque molécule d'alcane contient nn carbones et (n+1)(n+1) fois plus... précisons via les rapports molaires.

  1. n=n(CO2)n(alcane)=0,400,10n = \dfrac{n(\text{CO}_2)}{n(\text{alcane})} = \dfrac{0{,}40}{0{,}10}
  2. ==44
  3. n+1=n(H2O)n(alcane)=0,500,10=5n+1 = \dfrac{n(\text{H}_2\text{O})}{n(\text{alcane})} = \dfrac{0{,}50}{0{,}10} = 5
  4. ⇒\Rightarrown=4n = 4les deux mesures sont cohérentes

2. n=4n=4 : formule brute C4H10\text{C}_4\text{H}_{10}, c'est le butane.

3.

C4H10+132 O2⟶4 CO2+5 H2O\text{C}_4\text{H}_{10} + \dfrac{13}{2}\,\text{O}_2 \longrightarrow 4\,\text{CO}_2 + 5\,\text{H}_2\text{O}

11

Deux flacons non étiquetés A et B contiennent chacun un hydrocarbure liquide : l'un a pour formule brute C6H12\text{C}_6\text{H}_{12}, l'autre C6H14\text{C}_6\text{H}_{14} (les deux étant à chaîne linéaire), mais on ne sait pas lequel est lequel. Le test au dibrome donne : flacon A — décoloration instantanée ; flacon B — aucune décoloration.

  1. Identifie la famille chimique (alcane ou alcène) du contenu de chaque flacon.
  2. En déduis la formule brute exacte de A et de B.
  3. Donne le nom et la formule semi-développée de chacun.
Voir le corrigé détaillé

1. A décolore l'eau de brome : A contient une double liaison, c'est un alcène. B ne la décolore pas : B est saturé, c'est un alcane.

2. Un alcène vérifie CnH2n\text{C}_n\text{H}_{2n} : c'est le cas de C6H12\text{C}_6\text{H}_{12} (n=6n=6). Un alcane vérifie CnH2n+2\text{C}_n\text{H}_{2n+2} : c'est le cas de C6H14\text{C}_6\text{H}_{14}. Donc A =C6H12= \text{C}_6\text{H}_{12} et B =C6H14= \text{C}_6\text{H}_{14}.

3. A est l'hex-1-ène : CH2=CH–CH2–CH2–CH2–CH3\text{CH}_2\text{=CH–CH}_2\text{–CH}_2\text{–CH}_2\text{–CH}_3. B est l'hexane : CH3–CH2–CH2–CH2–CH2–CH3\text{CH}_3\text{–CH}_2\text{–CH}_2\text{–CH}_2\text{–CH}_2\text{–CH}_3.

12

Nomme l'alcane de formule CH3–CH(CH3)–CH(CH3)–CH2–CH3\text{CH}_3\text{–CH(CH}_3\text{)–CH(CH}_3\text{)–CH}_2\text{–CH}_3.

Voir le corrigé détaillé
  1. chaîne principale : 5 carbonesbase = pentane
  2. deux ramifications méthyl, l'une sur le 2ᵉ, l'autre sur le 3ᵉ carbone
  3. numérotation depuis la gauche : indices {2 ;3}\{2\,;3\}
  4. numérotation depuis la droite : indices {3 ;4}\{3\,;4\}
  5. on compare le premier indice : 2<32 < 3on garde la numérotation de gauche
  6. ⇒\Rightarrownom : 2,3-diméthylpentane
Niveau 4 — Problèmes de vie courante
13

La raffinerie de Mbao (Dakar). À la raffinerie SAR de Mbao, une cuve traite 200200 tonnes de pétrole brut. On admet que la distillation fournit, en masse : 35%35\% d'essence, 25%25\% de gazole, 15%15\% de kérosène, le reste correspondant aux autres coupes (gaz et bitume).

  1. Calcule la masse d'essence puis de gazole obtenue.
  2. Calcule la masse totale des « autres coupes » (gaz et bitume) et son pourcentage.
  3. D'après la Figure 6, pourquoi les coupes les plus légères comme le gaz sortent-elles en haut de la colonne ?
Voir le corrigé détaillé

1.

  1. m(essence)=0,35×200m(\text{essence}) = 0{,}35 \times 200
  2. ==70 t70\ \text{t}
  3. m(gazole)=0,25×200m(\text{gazole}) = 0{,}25 \times 200
  4. ==50 t50\ \text{t}

2.

  1. m(keˊroseˋne)=0,15×200=30 tm(\text{kérosène}) = 0{,}15 \times 200 = 30\ \text{t}
  2. masse des trois coupes déjà connues =70+50+30= 70+50+30
  3. ==150 t150\ \text{t}
  4. masse des « autres coupes » =200−150= 200-150
  5. ==50 t50\ \text{t}, soit 25%25\%

3. Les molécules les plus courtes ont la température d'ébullition la plus basse : elles restent à l'état de vapeur jusqu'en haut de la colonne, où la température a le plus baissé, et ne se condensent qu'à cette hauteur.

14

La bonbonne de gaz d'Aïcha (Ndjamena). Aïcha achète une bonbonne de gaz butane de 6 kg6\ \text{kg} pour sa cuisinière. On donne les masses molaires : M(C)=12 g⋅mol−1M(\text{C}) = 12\ \text{g·mol}^{-1}, M(H)=1 g⋅mol−1M(\text{H}) = 1\ \text{g·mol}^{-1}, M(O)=16 g⋅mol−1M(\text{O}) = 16\ \text{g·mol}^{-1}.

  1. Calcule la masse molaire du butane, puis la quantité de matière contenue dans la bonbonne.
  2. En utilisant l'équation de combustion complète du butane, calcule la masse de dioxyde de carbone rejetée lorsque toute la bonbonne est brûlée.
Voir le corrigé détaillé

1.

  1. M(C4H10)=4×12+10×1M(\text{C}_4\text{H}_{10}) = 4\times12 + 10\times1
  2. ==58 g⋅mol−158\ \text{g·mol}^{-1}
  3. n(butane)=mM=6 00058n(\text{butane}) = \dfrac{m}{M} = \dfrac{6\,000}{58}
  4. ≈\approx103,4 mol103{,}4\ \text{mol}

2. D'après l'équation C4H10+132O2→4 CO2+5 H2O\text{C}_4\text{H}_{10} + \dfrac{13}{2}\text{O}_2 \to 4\,\text{CO}_2 + 5\,\text{H}_2\text{O} :

  1. n(CO2)=4×n(butane)≈4×103,4n(\text{CO}_2) = 4 \times n(\text{butane}) \approx 4 \times 103{,}4
  2. ≈\approx413,6 mol413{,}6\ \text{mol}
  3. m(CO2)=n(CO2)×M(CO2)≈413,6×44m(\text{CO}_2) = n(\text{CO}_2) \times M(\text{CO}_2) \approx 413{,}6 \times 44
  4. ≈\approx18 200 g18\,200\ \text{g}
  5. ⇒\Rightarrowm(CO2)≈18,2 kgm(\text{CO}_2) \approx 18{,}2\ \text{kg}

Une bonbonne de 6 kg6\ \text{kg} de butane rejette donc, une fois entièrement brûlée, environ trois fois sa propre masse en dioxyde de carbone.

15

Sachets plastiques à Abidjan. Une usine fabrique des sachets en polyéthylène par polymérisation de l'éthylène C2H4\text{C}_2\text{H}_4 obtenu par craquage à la raffinerie. On donne M(C2H4)=28 g⋅mol−1M(\text{C}_2\text{H}_4) = 28\ \text{g·mol}^{-1} et M(CO2)=44 g⋅mol−1M(\text{CO}_2) = 44\ \text{g·mol}^{-1}.

  1. Sachant que la polymérisation ne fait qu'assembler les molécules d'éthylène sans perdre ni gagner d'atomes, quelle masse d'éthylène faut-il pour produire 500 kg500\ \text{kg} de polyéthylène ?
  2. Ces sachets, mal recyclés, sont parfois brûlés à l'air libre. Écris l'équation de combustion complète d'un motif C2H4\text{C}_2\text{H}_4, puis calcule la masse de CO2\text{CO}_2 rejetée par la combustion complète de ces 500 kg500\ \text{kg} de polyéthylène.
Voir le corrigé détaillé

1. La polymérisation conserve tous les atomes (aucune perte de masse) : il faut donc exactement 500 kg\boldsymbol{500\ \text{kg}} d'éthylène pour obtenir 500 kg500\ \text{kg} de polyéthylène.

2.

C2H4+3 O2⟶2 CO2+2 H2O\text{C}_2\text{H}_4 + 3\,\text{O}_2 \longrightarrow 2\,\text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}

  1. n(C2H4)=500 00028n(\text{C}_2\text{H}_4) = \dfrac{500\,000}{28}
  2. ≈\approx17 857 mol17\,857\ \text{mol}
  3. n(CO2)=2×n(C2H4)≈35 714 moln(\text{CO}_2) = 2 \times n(\text{C}_2\text{H}_4) \approx 35\,714\ \text{mol}
  4. m(CO2)≈35 714×44m(\text{CO}_2) \approx 35\,714 \times 44
  5. ≈\approx1 571 000 g1\,571\,000\ \text{g}
  6. ⇒\Rightarrowm(CO2)≈1,57 tm(\text{CO}_2) \approx 1{,}57\ \text{t}

Brûler ces sachets libère plus de trois fois leur propre masse en dioxyde de carbone : c'est pourquoi le recyclage, plutôt que l'incinération à l'air libre, est préférable.

Teste-toi gratuitement

8 questions

La mole et les grandeurs molaires

Commencer →

📝 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.

Combien de liaisons covalentes un atome de carbone forme-t-il toujours dans une molécule organique ?

Explication : C'est la tétravalence du carbone : il possède quatre électrons externes à mettre en commun, il forme donc toujours exactement quatre liaisons.

Combien de liaisons covalentes un atome d'hydrogène forme-t-il ?

Explication : L'hydrogène ne forme qu'une seule liaison covalente ; c'est pour cela qu'il occupe toujours les extrémités d'une chaîne carbonée.

Qu'est-ce qu'un alcane ?

Explication : Un alcane ne contient que des liaisons simples entre carbones : il est dit saturé, chaque carbone porte le maximum d'hydrogènes possible.

Quelle est la formule brute générale des alcanes ?

Explication : Pour un alcane à nn carbones, chaque liaison disponible est occupée par un hydrogène : la formule est CnH2n+2\text{C}_n\text{H}_{2n+2}.

Comment appelle-t-on l'alcane linéaire à cinq atomes de carbone ?

Explication : Les dix premiers alcanes sont méthane, éthane, propane, butane, pentane, hexane, heptane, octane, nonane, décane. Le suffixe −eˋne-ène désigne un alcène, pas un alcane.

Qu'est-ce qu'un alcène ?

Explication : La double liaison C=C, caractéristique de l'alcène, « consomme » deux des quatre liaisons de chacun des deux carbones concernés : la molécule est dite insaturée.

Quelle est la formule brute de l'hexane (n=6n=6) ?

Explication : Formule des alcanes CnH2n+2\text{C}_n\text{H}_{2n+2} avec n=6n=6 :
nombre d'hydrogènes =2×6+2=14= 2\times6+2 = 14
d'où C6H14\text{C}_6\text{H}_{14}.

Quelle est la formule brute du pentène (n=5n=5) ?

Explication : Formule des alcènes CnH2n\text{C}_n\text{H}_{2n} avec n=5n=5 :
nombre d'hydrogènes =2×5=10= 2\times5 = 10
d'où C5H10\text{C}_5\text{H}_{10}.

Pour nommer un alcane ramifié, comment doit-on numéroter la chaîne principale ?

Explication : La règle IUPAC impose de choisir le sens de numérotation qui minimise les indices donnés aux substituants.

Quel est le nom de CH3–CH(CH3)–CH2–CH2–CH3\text{CH}_3\text{–CH(CH}_3\text{)–CH}_2\text{–CH}_2\text{–CH}_3 ?

Explication : Chaîne principale de 5 carbones (pentane), un méthyl sur le 2ᵉ carbone en numérotant depuis la gauche (indice 2, plus petit que 4 en partant de la droite) : 2-méthylpentane.

Quelle est la relation entre le n-butane et le méthylpropane, tous deux de formule C4H10\text{C}_4\text{H}_{10} ?

Explication : Même formule brute C4H10\text{C}_4\text{H}_{10}, mais squelette différent (linéaire pour l'un, ramifié pour l'autre) : c'est une isomérie de chaîne.

Le but-1-ène (CH2=CH–CH2–CH3\text{CH}_2\text{=CH–CH}_2\text{–CH}_3) et le but-2-ène (CH3–CH=CH–CH3\text{CH}_3\text{–CH=CH–CH}_3) sont :

Explication : Même squelette linéaire à 4 carbones et même formule brute C4H8\text{C}_4\text{H}_8 ; seule la position de la double liaison change : isomérie de position.

On fait barboter de l'eau de brome dans un tube contenant du pent-1-ène. Que observe-t-on ?

Explication : Le pent-1-ène est un alcène : sa double liaison additionne le dibrome, ce qui décolore instantanément l'eau de brome orangée. C'est le test caractéristique d'une double liaison C=C.

Lors de l'hydrogénation d'un alcène (addition de H2\text{H}_2 avec catalyseur nickel), la molécule obtenue est :

Explication : L'addition de dihydrogène ouvre la double liaison C=C, qui devient une liaison simple : l'alcène devient un alcane, saturé.

Écris et équilibre la combustion complète du propane C3H8\text{C}_3\text{H}_8 : quel est le coefficient devant O2\text{O}_2 ?

Explication : Coefficient de O2=3n+12\text{O}_2 = \dfrac{3n+1}{2} avec n=3n=3 :
3×3+12=102\dfrac{3\times3+1}{2} = \dfrac{10}{2}
=5= 5.

On brûle 0,5 mol0{,}5\ \text{mol} de méthane CH4\text{CH}_4 en combustion complète. Combien de moles de CO2\text{CO}_2 sont formées ?

Explication : Équation : CH4+2O2→CO2+2H2O\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \to \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}.
Un carbone par méthane donne un CO2\text{CO}_2 : n(CO2)=n(CH4)=0,5 moln(\text{CO}_2) = n(\text{CH}_4) = 0{,}5\ \text{mol}.

Pourquoi un groupe électrogène ne doit-il jamais être utilisé dans une pièce fermée mal ventilée ?

Explication : Sans assez de dioxygène, la combustion est incomplète et produit du CO, gaz incolore, inodore et très toxique — d'où le danger réel dans un local mal ventilé.

Dans une colonne de distillation fractionnée du pétrole, où se condensent les hydrocarbures les plus courts (comme le gaz butane) ?

Explication : Les molécules courtes ont une température d'ébullition basse : elles restent gazeuses jusqu'en haut de la colonne, où il fait assez froid pour qu'elles se condensent enfin.

Le craquage, utilisé en raffinerie, consiste à :

Explication : Le craquage brise, sous chaleur et catalyseur, les grosses molécules d'une coupe lourde (peu demandée) en molécules plus courtes comme l'essence ou le gaz (très demandées).

Une bonbonne contient 3 kg3\ \text{kg} de butane (M=58 g⋅mol−1M = 58\ \text{g·mol}^{-1}). Quelle quantité de matière, la plus proche, cela représente-t-il ?

Explication : n=mM=3 00058n = \dfrac{m}{M} = \dfrac{3\,000}{58}
≈51,7 mol\approx 51{,}7\ \text{mol}
soit environ 52 mol52\ \text{mol}.
← Chapitre précédentRéaction chimique et bilan de matière Chapitre suivant →Combustions et énergie chimique
S'inscrire