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Combustions et énergie chimique

Étudier les combustions et l'énergie qu'elles libèrent.

Chimie Seconde Chapitre 8 / 8 ⏱ 6 h

Ce que tu sauras faire à la fin

  • Écrire et équilibrer une équation de combustion
  • Calculer une énergie libérée
  • Comparer deux carburants

Une bougie qui brûle, un feu de bois sous la marmite, le moteur d'une voiture, le gaz butane de la cuisine : toutes ces situations reposent sur le même phénomène chimique, la combustion. Tu la côtoies chaque jour, souvent sans y penser — et pourtant elle fournit l'essentiel de l'énergie que l'humanité utilise pour cuisiner, se chauffer, s'éclairer et se déplacer.

Au collège, tu as appris qu'une réaction chimique transforme des réactifs en produits, et que la matière s'y conserve. Dans ce chapitre, tu vas appliquer cette idée à un exemple précis et essentiel : tu apprendras à écrire et équilibrer l'équation d'une combustion, à distinguer une combustion complète d'une combustion incomplète — une distinction qui peut littéralement sauver des vies, quand on pense aux intoxications au monoxyde de carbone — et à calculer, à partir du pouvoir calorifique d'un combustible, l'énergie qu'il libère.

Ce chapitre a aussi une portée très concrète en Afrique francophone : le choix d'un combustible de cuisson — bois, charbon de bois, gaz butane — n'est jamais neutre. Il engage la santé des familles (fumées, monoxyde de carbone), le budget du ménage, et la forêt elle-même, menacée par la coupe de bois-énergie dans de nombreuses régions du Sahel. Comparer objectivement deux carburants, avec des calculs plutôt qu'avec des impressions, c'est exactement ce que ce chapitre te permettra de faire.

À la fin de ce chapitre, tu sauras écrire et équilibrer une équation de combustion, calculer l'énergie libérée par un combustible à partir de son pouvoir calorifique, et comparer deux carburants avec des arguments chiffrés.

1Combustion complète et incomplète des hydrocarbures

1.1  Combustible, comburant et triangle du feu

Définition

Une combustion est une réaction chimique entre un combustible (la substance qui brûle : bois, gaz butane, essence, éthanol…) et un comburant (la substance qui permet la combustion : le dioxygène O2\text{O}_2 de l'air, le plus souvent). Elle s'accompagne d'un dégagement de chaleur et souvent de lumière (la flamme) : c'est une réaction exothermique.

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 pour amorcer la réaction (l'énergie d'activation). C'est ce qu'on résume par le triangle du feu.

Source de chaleur (étincelle, flamme, énergie d'activation) Combustible (bois, gaz, essence…) Comburant (dioxygène de l'air) COMBUSTION Retirer un seul sommet suffit à éteindre le feu
Figure 1 — Le triangle du feu : combustible, comburant et source de chaleur doivent être réunis pour qu'une combustion démarre ; supprimer l'un des trois sommets suffit à l'éteindre.
Chimie & Co — La lampe qui ne pouvait pas exploser

Au début du XIXe siècle, les mines de charbon britanniques étaient ravagées par des explosions de grisou (du méthane accumulé dans les galeries), déclenchées par la flamme nue des lampes des mineurs. En 1815, le chimiste Humphry Davy conçoit une lampe dont la flamme est entourée d'un fin grillage métallique : le grillage absorbe la chaleur si vite que la température retombe sous le seuil d'inflammation avant d'atteindre le gaz extérieur. Sans le contact direct entre la source de chaleur et le comburant enrichi en combustible, pas d'explosion : c'est une application directe du triangle du feu, qui a sauvé d'innombrables vies de mineurs.

1.2  Combustion complète : produits et tests d'identification

Quand le comburant est en quantité suffisante, la combustion d'un hydrocarbure (une molécule ne contenant que des atomes de carbone et d'hydrogène) ou d'un composé comme l'éthanol est dite complète : elle ne produit que du dioxyde de carbone CO2\text{CO}_2 et de l'eau H2O\text{H}_2\text{O}. La flamme obtenue est alors bleue, nette, et ne dégage pas de fumée noire.

Définition — les deux tests d'identification

Test du dioxyde de carbone : on fait barboter le gaz recueilli dans de l'eau de chaux (solution incolore d'hydroxyde de calcium). Si elle se trouble (devient blanchâtre), le gaz contient du CO2\text{CO}_2.

Test de l'eau : on met le gaz recueilli au contact de sulfate de cuivre anhydre, une poudre blanche. Si elle bleuit, le gaz contient de la vapeur d'eau.

Identifier les produits d'une combustion Bougie ① CuSO₄ anhydre (blanc) → devient bleu : présence d'eau ② Eau de chaux (limpide) → se trouble : présence de CO₂
Figure 2 — Montage de mise en évidence des produits d'une combustion : les gaz issus de la bougie traversent d'abord du sulfate de cuivre anhydre (test de l'eau), puis barbotent dans l'eau de chaux (test du dioxyde de carbone).
Exemple — combustion du butane dans un réchaud à gaz

Dans un réchaud correctement réglé, le butane brûle avec assez de dioxygène : le combustible est le butane, le comburant est le dioxygène de l'air, et les produits recueillis sont le CO2\text{CO}_2 (l'eau de chaux se trouble) et l'H2O\text{H}_2\text{O} (buée sur une paroi froide, ou sulfate de cuivre qui bleuit). La flamme est bleue : la combustion est complète.

1.3  Combustion incomplète : un phénomène dangereux

Quand le dioxygène manque (flamme étouffée, mauvaise ventilation, réchaud mal réglé, brasero dans une pièce fermée…), la combustion devient incomplète. Une partie du carbone n'est pas complètement oxydée : il se forme, en plus ou à la place du CO2\text{CO}_2, du monoxyde de carbone CO\text{CO} — un gaz incolore, inodore et très toxique — et parfois de fines particules de carbone non brûlé, le noir de carbone (la suie). La flamme devient jaune-orangée et fume.

Flamme bleue et flamme jaune : deux combustions différentes Combustion complète assez de dioxygène flamme bleue, sans suie produits : CO₂ + H₂O Combustion incomplète manque de dioxygène flamme jaune, avec suie CO toxique + suie (C)
Figure 3 — La couleur de la flamme trahit le déroulement de la combustion : bleue et nette quand le dioxygène est en excès, jaune-orangée et fuligineuse quand il vient à manquer.
Attention — danger domestique des braseros

Chaque année, des familles sont intoxiquées, parfois mortellement, en utilisant un brasero de charbon de bois pour cuisiner ou se chauffer dans une pièce fermée. Le manque de dioxygène favorise la combustion incomplète et l'accumulation de monoxyde de carbone. Comme le CO est incolore et inodore, on ne le sent pas venir : il se fixe sur l'hémoglobine du sang à la place du dioxygène, provoquant maux de tête, vertiges, puis asphyxie. Ne jamais faire brûler un brasero, un groupe électrogène ou un réchaud dans une pièce non ventilée ; toujours laisser une ouverture vers l'extérieur.

1.4  Éteindre un feu : agir sur le triangle

Éteindre un feu revient toujours à supprimer au moins un sommet du triangle du feu.

Méthode — les trois familles de moyens d'extinction

Supprimer le combustible : couper l'arrivée de gaz, écarter les matières qui n'ont pas encore brûlé.

Priver de comburant (étouffer) : couverture anti-feu, extincteur à CO2\text{CO}_2 ou à poudre, sable versé sur la flamme — on empêche le dioxygène d'atteindre le combustible.

Refroidir : l'eau absorbe beaucoup de chaleur et fait redescendre la température sous le seuil d'inflammation.

Attention

On n'éteint jamais un feu d'huile, d'essence ou de gaz avec de l'eau : moins dense que ces liquides, l'eau ne fait que les disperser en gouttelettes enflammées, ce qui aggrave l'incendie. On utilise alors l'étouffement (couverture, extincteur adapté).

2Équations de combustion

2.1  La loi de conservation de la masse

Théorème — conservation de la masse (Lavoisier)

Au cours d'une transformation chimique, les atomes présents dans les réactifs se retrouvent tous dans les produits : ils sont seulement réorganisés en de nouvelles molécules. Il en résulte que, pour chaque élément chimique, le nombre d'atomes est le même avant et après la réaction, et que la masse totale se conserve.

C'est cette loi qui impose d'ajuster (on dit aussi équilibrer) une équation de combustion : on place des nombres, appelés coefficients stœchiométriques, devant les formules, de façon à retrouver le même nombre de chaque atome de part et d'autre de la flèche.

Démonstration — vérifions la conservation sur l'équation du butane

Reprenons l'équation ajustée 2 C4H10+13 O2⟶8 CO2+10 H2O2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \longrightarrow 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O} et comptons les atomes de chaque côté.

  1. à gauche : 2×C4H102 \times \text{C}_4\text{H}_{10} apporte 88 atomes de C et 2020 atomes de H
  2. à gauche : 13×O213 \times \text{O}_2 apporte 2626 atomes de O
  3. à droite : 8 CO28\,\text{CO}_2 apporte 88 atomes de C et 1616 atomes de O
  4. à droite : 10 H2O10\,\text{H}_2\text{O} apporte 2020 atomes de H et 1010 atomes de O
  5. ⇒C : 8=88 = 8 ; H : 20=2020 = 20 ; O : 16+10=2616+10 = 26

Les trois éléments sont conservés : l'équation respecte bien la loi de Lavoisier. C.Q.F.D.

Chimie & Co — Lavoisier et la fin du phlogistique

Jusqu'aux années 1770, les chimistes expliquaient la combustion par la théorie du phlogistique (Stahl, début du XVIIIe siècle) : brûler, c'était perdre une substance invisible, le « phlogistique ». Antoine Lavoisier, en pesant avec précision les réactifs et les produits de combustions réalisées en vase clos, montre entre 1772 et 1783 que la masse totale ne varie pas, et qu'un gaz de l'air se combine au combustible au lieu de s'en échapper. En 1777, il nomme ce gaz « oxygène ». Son Traité élémentaire de chimie (1789) fonde la chimie moderne et la loi de conservation de la masse. Lavoisier meurt guillotiné en 1794, en pleine Révolution française — Lagrange dira de lui : « il ne leur a fallu qu'un moment pour faire tomber cette tête, et cent années ne suffiront pas pour en reproduire une semblable. »

2.2  Ajuster une équation de combustion

Méthode — ajuster l'équation d'un hydrocarbure CxHy\text{C}_x\text{H}_y

On procède toujours dans le même ordre : 1) on équilibre le carbone en ajustant le coefficient du CO2\text{CO}_2 ; 2) on équilibre l'hydrogène en ajustant le coefficient de l'H2O\text{H}_2\text{O} ; 3) on équilibre l'oxygène en dernier, en ajustant le coefficient du O2\text{O}_2 — quitte à obtenir une fraction, qu'on élimine en multipliant toute l'équation par 2.

Exemple — ajuster la combustion du méthane
  1. CH4+O2⟶CO2+H2O\text{CH}_4 + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}équation brute
  2. carbone déjà équilibré : 1=11 = 1
  3. 44 atomes de H à gauche ⇒\Rightarrow 2 H2O2\,\text{H}_2\text{O}
  4. CH4+O2⟶CO2+2 H2O\text{CH}_4 + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}
  5. oxygène à droite : 2+2=42 + 2 = 4 ⇒\Rightarrow 2 O22\,\text{O}_2
  6. ⇒CH4+2 O2⟶CO2+2 H2O\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}
Exemple — ajuster la combustion du butane
  1. C4H10+O2⟶CO2+H2O\text{C}_4\text{H}_{10} + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}équation brute
  2. 44 atomes de C à gauche ⇒\Rightarrow 4 CO24\,\text{CO}_2
  3. 1010 atomes de H à gauche ⇒\Rightarrow 5 H2O5\,\text{H}_2\text{O}
  4. C4H10+O2⟶4 CO2+5 H2O\text{C}_4\text{H}_{10} + \text{O}_2 \longrightarrow 4\,\text{CO}_2 + 5\,\text{H}_2\text{O}
  5. oxygène à droite : 4×2+5=134\times2 + 5 = 13 ⇒\Rightarrow 132 O2\dfrac{13}{2}\,\text{O}_2
  6. 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}coefficient fractionnaire
  7. ⇒2 C4H10+13 O2⟶8 CO2+10 H2O2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \longrightarrow 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O}on double tout pour éliminer la fraction

2.3  Les combustions au programme

Voici les quatre combustions complètes à connaître par cœur cette année, déjà ajustées.

CombustibleÉquation ajustée
Carbone (charbon)C+O2⟶CO2\text{C} + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2
Méthane (gaz naturel)CH4+2 O2⟶CO2+2 H2O\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}
Butane (gaz domestique)2 C4H10+13 O2⟶8 CO2+10 H2O2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \longrightarrow 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O}
Éthanol (biocarburant)C2H5OH+3 O2⟶2 CO2+3 H2O\text{C}_2\text{H}_5\text{OH} + 3\,\text{O}_2 \longrightarrow 2\,\text{CO}_2 + 3\,\text{H}_2\text{O}

Pour l'éthanol, la formule semi-développée CH3-CH2-OH\text{CH}_3\text{-CH}_2\text{-OH} montre bien le groupe -OH\text{-OH} caractéristique ; l'oxygène qu'elle contient déjà explique pourquoi elle consomme un peu moins de dioxygène qu'un hydrocarbure de même taille.

Les calculs des chapitres suivants demandent de connaître des masses molaires : on retiendra 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} et M(O)=16 g⋅mol−1M(\text{O}) = 16\ \text{g·mol}^{-1}.

EspèceFormuleMM (g·mol⁻¹)
Dioxyde de carboneCO2\text{CO}_24444
EauH2O\text{H}_2\text{O}1818
MéthaneCH4\text{CH}_41616
ButaneC4H10\text{C}_4\text{H}_{10}5858
ÉthanolC2H5OH\text{C}_2\text{H}_5\text{OH}4646
Attention — pièges classiques

N'oublie jamais qu'un coefficient devant une formule multiplie tous les atomes de cette formule : dans 2 C4H102\,\text{C}_4\text{H}_{10}, il y a 88 atomes de carbone, pas 22. Et ne modifie jamais les indices d'une formule (H2O\text{H}_2\text{O} ne devient pas H4O2\text{H}_4\text{O}_2) : seuls les coefficients devant les formules peuvent changer.

3Pouvoir calorifique

Toutes les combustions ne se valent pas : brûler un kilogramme de bois ne libère pas la même énergie que brûler un kilogramme de gaz butane. Pour comparer les combustibles, les chimistes utilisent une grandeur unique : le pouvoir calorifique.

3.1  Définir le pouvoir calorifique

Définition

Le pouvoir calorifique PCPC d'un combustible est l'énergie libérée par la combustion complète d'une masse de 1 kg1\ \text{kg} (ou de 1 g1\ \text{g}) de ce combustible. Il s'exprime en J⋅kg−1\text{J·kg}^{-1}, plus couramment en kJ⋅kg−1\text{kJ·kg}^{-1} ou en MJ⋅kg−1\text{MJ·kg}^{-1}.

Les valeurs de ce chapitre correspondent au pouvoir calorifique utile (l'eau produite reste sous forme de vapeur, comme dans une cuisine ou un moteur) : on l'appelle aussi pouvoir calorifique inférieur (PCI).

3.2  Calculer une énergie libérée : E=m×PCE = m \times PC

Propriété

L'énergie EE (en J\text{J}) libérée par la combustion complète d'une masse mm (en kg\text{kg}) d'un combustible de pouvoir calorifique PCPC (en J⋅kg−1\text{J·kg}^{-1}) vaut :

E=m×PCE = m \times PC

Méthode — attention aux unités

Avant tout calcul, on met mm et PCPC dans des unités cohérentes : masse en kg\text{kg} avec PCPC en J⋅kg−1\text{J·kg}^{-1} (ou en g\text{g} avec PCPC en J⋅g−1\text{J·g}^{-1}). On se souvient aussi que 1 MJ=1 000 kJ=106 J1\ \text{MJ} = 1\,000\ \text{kJ} = 10^{6}\ \text{J}, et que 1 kWh=3,6 MJ1\ \text{kWh} = 3{,}6\ \text{MJ} (unité utilisée sur les factures d'électricité).

Exemple — énergie libérée par du bois sec

On brûle 1,5 kg1{,}5\ \text{kg} de bois sec, de pouvoir calorifique PC=15 MJ⋅kg−1PC = 15\ \text{MJ·kg}^{-1}.

  1. E=m×PCE = m \times PC
  2. ==1,5×151{,}5 \times 15
  3. ==22,5 MJ22{,}5\ \text{MJ}
Exemple — calcul inverse : quelle masse de butane ?

Quelle masse de butane (PC=46 MJ⋅kg−1PC = 46\ \text{MJ·kg}^{-1}) faut-il brûler pour libérer 200 MJ200\ \text{MJ} ?

  1. E=m×PCE = m \times PC
  2. ⇒\Rightarrowm=EPCm = \dfrac{E}{PC}
  3. ==20046\dfrac{200}{46}
  4. ≈\approx4,35 kg4{,}35\ \text{kg}

3.3  Comparer les combustibles

Le tableau suivant regroupe les pouvoirs calorifiques que tu utiliseras dans ce chapitre.

CombustiblePCPC (MJ⋅kg−1\text{MJ·kg}^{-1})Origine
Bois sec1515renouvelable (si replanté)
Charbon de bois3030renouvelable (si replanté)
Éthanol2727renouvelable (biocarburant)
Essence4444fossile
Butane (GPL)4646fossile
Pouvoir calorifique de quelques combustibles 0 10 20 30 40 50 MJ·kg⁻¹ 15 Bois sec 30 Charbon de bois 27 Éthanol 44 Essence 46 Butane
Figure 4 — Comparaison des pouvoirs calorifiques : les combustibles fossiles (essence, butane) libèrent presque le double d'énergie par kilogramme que le bois sec.
À retenir : le pouvoir calorifique du bois chute fortement s'il est humide : une partie de l'énergie sert alors à évaporer l'eau qu'il contient au lieu de chauffer. Du bois mal séché peut avoir un PCPC proche de 10 MJ⋅kg−110\ \text{MJ·kg}^{-1} au lieu de 1515. C'est pourquoi un bon séchage du bois, à l'abri de la pluie, est déjà un geste d'économie d'énergie.

4Bilan énergétique

4.1  La chaîne énergétique d'une combustion

L'énergie chimique stockée dans le combustible et le comburant ne se transforme pas intégralement en énergie utile : une partie est toujours perdue, sous forme de fumées chaudes évacuées ou de rayonnement vers l'extérieur.

Énergie chimique combustible + O₂ Énergie thermique chaleur, lumière combustion Énergie utile chauffage, cuisson, travail mécanique Pertes fumées chaudes, rayonnement, imbrûlés rendement η = énergie utile ÷ énergie totale libérée
Figure 5 — Chaîne énergétique d'une combustion : l'énergie chimique libérée par la réaction se répartit entre énergie utile et pertes ; le rendement mesure la part réellement exploitée.

4.2  Rendement et énergie utile

Définition

Le rendement η\eta d'un appareil de combustion (foyer, réchaud, moteur) est la fraction de l'énergie totale libérée qui est effectivement utile :

η=EutileEtotale\eta = \dfrac{E_{\text{utile}}}{E_{\text{totale}}}

On l'exprime souvent en pourcentage. Un foyer traditionnel à trois pierres a un rendement très faible (souvent 10 %10\ \% à 15 %15\ \%) : la majeure partie de la chaleur s'échappe autour de la marmite au lieu de la chauffer. Un foyer amélioré, avec sa chambre de combustion fermée, peut atteindre 30 %30\ \% à 40 %40\ \%.

Exemple — répartition utile/pertes

On brûle 2 kg2\ \text{kg} de charbon de bois (PC=30 MJ⋅kg−1PC = 30\ \text{MJ·kg}^{-1}) dans un foyer de rendement η=20 %\eta = 20\ \%.

  1. Etotale=m×PC=2×30E_{\text{totale}} = m \times PC = 2 \times 30
  2. ==60 MJ60\ \text{MJ}
  3. Eutile=η×Etotale=0,20×60E_{\text{utile}} = \eta \times E_{\text{totale}} = 0{,}20 \times 60
  4. ==12 MJ12\ \text{MJ}
  5. Epertes=Etotale−Eutile=60−12E_{\text{pertes}} = E_{\text{totale}} - E_{\text{utile}} = 60 - 12
  6. ==48 MJ48\ \text{MJ}80 %80\ \% de l'énergie part en pertes
Exemple — foyer traditionnel contre foyer amélioré

Une même cuisson exige une énergie utile de 9 MJ9\ \text{MJ}. Quelle masse de bois (PC=15 MJ⋅kg−1PC = 15\ \text{MJ·kg}^{-1}) faut-il, avec un foyer traditionnel (η1=15 %\eta_1 = 15\ \%) puis avec un foyer amélioré (η2=45 %\eta_2 = 45\ \%) ?

  1. foyer traditionnel : E1=Eutileη1=90,15=60 MJE_1 = \dfrac{E_{\text{utile}}}{\eta_1} = \dfrac{9}{0{,}15} = 60\ \text{MJ}
  2. m1=E1PC=6015=4 kg de boism_1 = \dfrac{E_1}{PC} = \dfrac{60}{15} = 4\ \text{kg}\ \text{de bois}
  3. foyer amélioré : E2=90,45=20 MJE_2 = \dfrac{9}{0{,}45} = 20\ \text{MJ}
  4. m2=2015≈1,33 kg de boism_2 = \dfrac{20}{15} \approx 1{,}33\ \text{kg}\ \text{de bois}
  5. ⇒économie ≈2,67 kg\approx 2{,}67\ \text{kg} de bois pour une seule cuisson

Ce simple calcul explique pourquoi la diffusion des foyers améliorés est un enjeu majeur au Sahel : à besoin de cuisson identique, ils consomment nettement moins de bois — donc préservent la forêt et réduisent la fumée respirée par les familles. Nous y reviendrons en détail dans les deux dernières sections de ce chapitre.

5Impact environnemental

Chaque combustion complète libère du CO2\text{CO}_2 dans l'atmosphère. À l'échelle d'une bougie, cette quantité est dérisoire ; à l'échelle de milliards de foyers, de moteurs et d'usines, elle pèse lourd sur le climat.

5.1  Effet de serre et bilan carbone

Définition

L'effet de serre est le phénomène naturel par lequel certains gaz de l'atmosphère, dont le CO2\text{CO}_2, retiennent une partie du rayonnement infrarouge émis par la Terre, réchauffant ainsi la basse atmosphère. Sans lui, la température moyenne du globe serait très inférieure à ce qu'elle est. Le problème n'est pas l'effet de serre lui-même, mais son renforcement par les émissions humaines de CO2\text{CO}_2.

Tous les combustibles ne se valent pas de ce point de vue. Le carbone de l'essence et du butane (combustibles fossiles) était enfoui depuis des millions d'années : le brûler ajoute du CO2\text{CO}_2 « neuf » dans l'atmosphère actuelle. Le carbone du bois ou de l'éthanol provient au contraire du CO2\text{CO}_2 absorbé récemment par les plantes lors de leur croissance : si l'arbre coupé est replanté, le cycle est globalement neutre. Mais si la forêt n'est pas régénérée — ce qui est le cas dans de nombreuses zones de déforestation au Sahel — le bilan carbone du bois devient lui aussi largement positif (émetteur net), en plus de faire disparaître un puits de carbone.

5.2  Calculer une masse de CO2\text{CO}_2 émise

Méthode — de la masse de combustible à la masse de CO2\text{CO}_2

On utilise l'équation ajustée comme une recette de proportions : 1) on calcule la quantité de matière (en mol) de combustible brûlé, avec n=mMn = \dfrac{m}{M} ; 2) on utilise les coefficients de l'équation pour trouver la quantité de matière de CO2\text{CO}_2 formé ; 3) on repasse en masse avec m=n×Mm = n \times M.

Exemple — masse de CO2\text{CO}_2 émise par 1 kg1\ \text{kg} de butane

Équation : 2 C4H10+13 O2⟶8 CO2+10 H2O2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \longrightarrow 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O}, avec M(C4H10)=58 g⋅mol−1M(\text{C}_4\text{H}_{10}) = 58\ \text{g·mol}^{-1} et M(CO2)=44 g⋅mol−1M(\text{CO}_2) = 44\ \text{g·mol}^{-1}.

  1. n(C4H10)=1 00058≈17,24 moln(\text{C}_4\text{H}_{10}) = \dfrac{1\,000}{58} \approx 17{,}24\ \text{mol}
  2. rapport stœchiométrique : 88 mol CO2\text{CO}_2 pour 22 mol butane, soit 44 mol CO2\text{CO}_2 par mol de butane
  3. n(CO2)=4×17,24≈68,97 moln(\text{CO}_2) = 4 \times 17{,}24 \approx 68{,}97\ \text{mol}
  4. m(CO2)=n×M=68,97×44m(\text{CO}_2) = n \times M = 68{,}97 \times 44
  5. ≈\approx3 034 g3\,034\ \text{g}soit environ 3,03 kg3{,}03\ \text{kg} de CO₂ par kg de butane brûlé
Exemple — quel combustible émet le plus de CO2\text{CO}_2 par MJ ?

En assimilant le charbon de bois à du carbone pur, sa combustion C+O2⟶CO2\text{C} + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 libère, pour 1 kg1\ \text{kg} (soit 1 00012≈83,3 mol\dfrac{1\,000}{12} \approx 83{,}3\ \text{mol}), 83,3×44≈3 667 g83{,}3 \times 44 \approx 3\,667\ \text{g} de CO2\text{CO}_2, pour PC=30 MJ⋅kg−1PC = 30\ \text{MJ·kg}^{-1}.

  1. charbon de bois : 3 66730≈122 g de CO2 par MJ\dfrac{3\,667}{30} \approx 122\ \text{g de CO}_2\ \text{par MJ}
  2. butane (question précédente) : 3 03446≈66 g de CO2 par MJ\dfrac{3\,034}{46} \approx 66\ \text{g de CO}_2\ \text{par MJ}
  3. ⇒à énergie égale, le charbon de bois émet presque deux fois plus de CO₂ que le butane

Nuance importante : ce calcul ne compare que la combustion elle-même. Il ne dit rien de l'origine (fossile ou biomasse) du carbone, ni de la question de la déforestation.

5.3  Combustion incomplète : pollution et santé

Comme tu l'as vu en section 1, une combustion mal alimentée en dioxygène produit du monoxyde de carbone et du noir de carbone. Au-delà du risque immédiat d'intoxication, la fumée des foyers traditionnels — chargée de particules fines — est respirée quotidiennement par des millions de personnes qui cuisinent au bois ou au charbon dans des espaces peu ventilés. Selon l'Organisation mondiale de la santé, la pollution de l'air liée à la cuisson domestique est l'une des principales causes de maladies respiratoires chroniques en Afrique subsaharienne. Réduire les combustions incomplètes — par de meilleurs foyers, mieux ventilés et mieux réglés — est donc à la fois un enjeu climatique et un enjeu de santé publique.

6Carburants et alternatives

6.1  Combustibles fossiles et biocarburants

Définition

Un biocarburant est un combustible produit à partir de matière végétale récente, et non de gisements fossiles. L'éthanol, obtenu par fermentation des sucres de la canne à sucre, du maïs ou du manioc, en est l'exemple le plus courant : mélangé à l'essence (à 10 %10\ \%, on parle d'essence « E10 »), il en réduit la part fossile.

Chimie & Co — Le moteur qui carburait à l'huile d'arachide

À l'Exposition universelle de Paris en 1900, l'ingénieur allemand Rudolf Diesel présente un moteur — son invention brevetée en 1893 — fonctionnant à l'huile d'arachide. Il déclarait alors que l'usage d'huiles végétales comme carburant « semble insignifiant aujourd'hui », mais pourrait devenir, avec le temps, « aussi important que le pétrole et le charbon actuels ». Plus d'un siècle plus tard, ses mots trouvent un écho direct dans le développement des biocarburants modernes.

6.2  Comparer deux carburants

Méthode — objectif : comparer deux carburants

Une comparaison rigoureuse croise plusieurs critères chiffrés : le pouvoir calorifique (énergie par kg), le prix de revient par unité d'énergie (et non par kg !), la masse de CO2\text{CO}_2 émise par MJ, et le rendement réel de l'appareil qui l'utilise. Un carburant « moins cher au kilo » peut coûter plus cher à l'usage s'il est brûlé avec un mauvais rendement.

Exemple — éthanol contre essence, à énergie égale

Pour délivrer 27 MJ27\ \text{MJ} (soit 1 kg1\ \text{kg} d'éthanol), il faut 2744≈0,614 kg\dfrac{27}{44} \approx 0{,}614\ \text{kg} d'essence (assimilée à l'octane C8H18\text{C}_8\text{H}_{18}). Le calcul du bilan carbone (comme en section 5.2) donne environ 1,91 kg1{,}91\ \text{kg} de CO2\text{CO}_2 pour l'éthanol contre 1,90 kg1{,}90\ \text{kg} pour l'essence : à la sortie du pot d'échappement, les deux carburants émettent presque la même masse de CO2\text{CO}_2. La différence se joue ailleurs : le carbone de l'éthanol est biogénique (absorbé récemment par la plante cultivée), celui de l'essence est fossile — leur impact climatique net n'est donc pas identique.

Exemple — butane contre charbon de bois, coût réel d'un repas

Un repas exige 2 MJ2\ \text{MJ} d'énergie utile. Réchaud à butane : η=50 %\eta = 50\ \%, prix 600 F CFA/kg600\ \text{F CFA/kg}, PC=46 MJ⋅kg−1PC = 46\ \text{MJ·kg}^{-1}. Foyer traditionnel au charbon de bois : η=12 %\eta = 12\ \%, prix 150 F CFA/kg150\ \text{F CFA/kg}, PC=30 MJ⋅kg−1PC = 30\ \text{MJ·kg}^{-1}.

  1. butane : Etotale=20,50=4 MJE_{\text{totale}} = \dfrac{2}{0{,}50} = 4\ \text{MJ} ⇒\Rightarrow m=446≈0,087 kgm = \dfrac{4}{46} \approx 0{,}087\ \text{kg}
  2. coût butane ≈0,087×600≈52 F CFA\approx 0{,}087 \times 600 \approx 52\ \text{F CFA}
  3. charbon : Etotale=20,12≈16,7 MJE_{\text{totale}} = \dfrac{2}{0{,}12} \approx 16{,}7\ \text{MJ} ⇒\Rightarrow m≈0,556 kgm \approx 0{,}556\ \text{kg}
  4. coût charbon ≈0,556×150≈83 F CFA\approx 0{,}556 \times 150 \approx 83\ \text{F CFA}
  5. ⇒malgré un prix au kilo trois fois plus élevé, le butane revient moins cher pour ce repas, grâce à son meilleur rendement

6.3  Vers des solutions plus durables

Trois leviers, complémentaires, se dégagent de ce chapitre. Améliorer le rendement : un foyer amélioré consomme deux à trois fois moins de bois qu'un foyer traditionnel pour le même service rendu (section 4.2). Choisir un combustible plus dense en énergie et plus propre : le gaz butane, malgré son origine fossile, limite la déforestation et la pollution de l'air intérieur par rapport au bois ou au charbon de bois. Développer les biocarburants et le biogaz (obtenu par fermentation de déchets organiques), qui offrent une voie renouvelable là où les ressources agricoles le permettent. Aucune solution n'est parfaite : le vrai travail du chimiste — et du citoyen — est de comparer, avec des chiffres, plutôt que de choisir par habitude.

Fiche mémo

  • Triangle du feu : combustible + comburant (O2\text{O}_2) + source de chaleur, réunis en même temps.
  • Combustion complète (assez de O2\text{O}_2) : flamme bleue, produits CO2+H2O\text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O} uniquement.
  • Tests : eau de chaux qui se trouble ⇒\Rightarrow CO2\text{CO}_2 ; sulfate de cuivre anhydre qui bleuit ⇒\Rightarrow H2O\text{H}_2\text{O}.
  • Combustion incomplète (manque de O2\text{O}_2) : flamme jaune-orangée, CO\text{CO} toxique et suie (noir de carbone).
  • Loi de Lavoisier : les atomes se conservent ⇒\Rightarrow on ajuste les équations (coefficients, jamais les indices).
  • C+O2→CO2\text{C} + \text{O}_2 \to \text{CO}_2 ; CH4+2 O2→CO2+2 H2O\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \to \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O} ; 2 C4H10+13 O2→8 CO2+10 H2O2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \to 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O} ; C2H5OH+3 O2→2 CO2+3 H2O\text{C}_2\text{H}_5\text{OH} + 3\,\text{O}_2 \to 2\,\text{CO}_2 + 3\,\text{H}_2\text{O}.
  • Masses molaires : M(C)=12M(\text{C})=12, M(H)=1M(\text{H})=1, M(O)=16 g⋅mol−1M(\text{O})=16\ \text{g·mol}^{-1} ⇒\Rightarrow M(CO2)=44M(\text{CO}_2)=44, M(H2O)=18 g⋅mol−1M(\text{H}_2\text{O})=18\ \text{g·mol}^{-1}.
  • Énergie libérée : E=m×PCE = m \times PC (attention aux unités : kg avec MJ⋅kg−1\text{MJ·kg}^{-1}).
  • PCPC (MJ⋅kg−1\text{MJ·kg}^{-1}) : bois sec 1515 · charbon de bois 3030 · éthanol 2727 · essence 4444 · butane 4646.
  • Rendement η=Eutile/Etotale\eta = E_{\text{utile}} / E_{\text{totale}} : foyer traditionnel ≈10\approx 10–15 %15\ \%, foyer amélioré ≈30\approx 30–45 %45\ \%.
  • Combustibles fossiles (essence, butane) : CO2\text{CO}_2 « neuf » ⇒\Rightarrow renforcement de l'effet de serre. Biomasse (bois) : neutre seulement si replantée.
  • Comparer deux carburants : croiser PCPC, prix par MJ (pas par kg !), CO2\text{CO}_2 par MJ, et rendement de l'appareil.

7Exercices corrigés

Niveau 1 — Application directe
1

Une bougie brûle dans l'air. Identifie le combustible, le comburant, et les deux produits attendus si la combustion est complète.

Voir le corrigé détaillé

Le combustible est la cire de la bougie (un composé riche en carbone et hydrogène). Le comburant est le dioxygène O2\text{O}_2 de l'air. Si la combustion est complète, les deux produits sont le dioxyde de carbone CO2\text{CO}_2 et l'eau H2O\text{H}_2\text{O} (sous forme de vapeur).

2

Équilibre l'équation de combustion du méthane : CH4+O2⟶CO2+H2O\text{CH}_4 + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}.

Voir le corrigé détaillé
  1. carbone : 1=11 = 1, déjà équilibré
  2. hydrogène : 44 atomes à gauche ⇒\Rightarrow 2 H2O2\,\text{H}_2\text{O}
  3. oxygène à droite : 2+2=42 + 2 = 4 ⇒\Rightarrow 2 O22\,\text{O}_2
  4. ⇒CH4+2 O2⟶CO2+2 H2O\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}
3

On recueille les gaz d'une combustion. L'eau de chaux se trouble, et une poudre blanche de sulfate de cuivre anhydre bleuit au contact des gouttelettes. Quels sont les deux produits identifiés ? Que peux-tu dire du type de combustion ?

Voir le corrigé détaillé

L'eau de chaux qui se trouble révèle la présence de dioxyde de carbone CO2\text{CO}_2. Le sulfate de cuivre anhydre qui bleuit révèle la présence d'eau H2O\text{H}_2\text{O}. Comme seuls ces deux produits sont détectés (pas de suie, pas d'odeur suspecte de CO), il s'agit vraisemblablement d'une combustion complète.

4

Calcule l'énergie EE libérée par la combustion complète de 2 kg2\ \text{kg} de butane (PC=46 MJ⋅kg−1PC = 46\ \text{MJ·kg}^{-1}).

Voir le corrigé détaillé
  1. E=m×PCE = m \times PC
  2. ==2×462 \times 46
  3. ==92 MJ92\ \text{MJ}
5

Associe chaque affirmation à une combustion complète ou incomplète : (a) flamme bleue ; (b) présence de suie ; (c) production de CO\text{CO} ; (d) le comburant est en excès ; (e) produits uniquement CO2\text{CO}_2 et H2O\text{H}_2\text{O}.

Voir le corrigé détaillé

Combustion complète : (a) flamme bleue, (d) comburant en excès, (e) produits uniquement CO2\text{CO}_2 et H2O\text{H}_2\text{O}. Combustion incomplète : (b) présence de suie, (c) production de CO\text{CO} — ces deux phénomènes traduisent un manque de dioxygène.

Niveau 2 — Approfondissement
6

Ajuste, en détaillant la méthode, l'équation de combustion du butane : C4H10+O2⟶CO2+H2O\text{C}_4\text{H}_{10} + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}.

Voir le corrigé détaillé
  1. 44 atomes de C à gauche ⇒\Rightarrow 4 CO24\,\text{CO}_2
  2. 1010 atomes de H à gauche ⇒\Rightarrow 5 H2O5\,\text{H}_2\text{O}
  3. oxygène à droite : 4×2+5=134\times2 + 5 = 13 ⇒\Rightarrow 132 O2\dfrac{13}{2}\,\text{O}_2
  4. ⇒2 C4H10+13 O2⟶8 CO2+10 H2O2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \longrightarrow 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O}on double pour éliminer la fraction
7

Ajuste l'équation de combustion de l'éthanol : C2H5OH+O2⟶CO2+H2O\text{C}_2\text{H}_5\text{OH} + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}.

Voir le corrigé détaillé
  1. 22 atomes de C à gauche ⇒\Rightarrow 2 CO22\,\text{CO}_2
  2. 66 atomes de H à gauche ⇒\Rightarrow 3 H2O3\,\text{H}_2\text{O}
  3. oxygène : l'éthanol apporte déjà 11 atome d'O ; droite =2×2+3=7= 2\times2+3 = 7 ⇒\Rightarrow 1+2b=71 + 2b = 7
  4. ⇒b=3b = 3 donc C2H5OH+3 O2⟶2 CO2+3 H2O\text{C}_2\text{H}_5\text{OH} + 3\,\text{O}_2 \longrightarrow 2\,\text{CO}_2 + 3\,\text{H}_2\text{O}
8

Une bonbonne de gaz domestique contient 12,5 kg12{,}5\ \text{kg} de butane (PC=46 MJ⋅kg−1PC = 46\ \text{MJ·kg}^{-1}). Calcule l'énergie totale disponible en MJ, puis convertis-la en kWh (1 kWh=3,6 MJ1\ \text{kWh} = 3{,}6\ \text{MJ}).

Voir le corrigé détaillé
  1. E=m×PC=12,5×46E = m \times PC = 12{,}5 \times 46
  2. ==575 MJ575\ \text{MJ}
  3. E(kWh)=5753,6E(\text{kWh}) = \dfrac{575}{3{,}6}
  4. ≈\approx159,7 kWh159{,}7\ \text{kWh}
9

Calcule la masse de CO2\text{CO}_2 émise par la combustion complète de 5 kg5\ \text{kg} de butane. Donnée : M(C4H10)=58 g⋅mol−1M(\text{C}_4\text{H}_{10}) = 58\ \text{g·mol}^{-1}, M(CO2)=44 g⋅mol−1M(\text{CO}_2) = 44\ \text{g·mol}^{-1}.

Voir le corrigé détaillé
  1. n(C4H10)=5 00058≈86,21 moln(\text{C}_4\text{H}_{10}) = \dfrac{5\,000}{58} \approx 86{,}21\ \text{mol}
  2. équation : 2 C4H10→8 CO22\,\text{C}_4\text{H}_{10} \to 8\,\text{CO}_2, soit 44 mol CO2\text{CO}_2 par mol de butane
  3. n(CO2)=4×86,21≈344,83 moln(\text{CO}_2) = 4 \times 86{,}21 \approx 344{,}83\ \text{mol}
  4. m(CO2)=344,83×44m(\text{CO}_2) = 344{,}83 \times 44
  5. ≈\approx15 173 g≈15,2 kg15\,173\ \text{g} \approx 15{,}2\ \text{kg}
10

Le butane coûte 600 F CFA/kg600\ \text{F CFA/kg} (PC=46 MJ⋅kg−1PC = 46\ \text{MJ·kg}^{-1}), le charbon de bois 150 F CFA/kg150\ \text{F CFA/kg} (PC=30 MJ⋅kg−1PC = 30\ \text{MJ·kg}^{-1}). Calcule le coût de chaque combustible par MJ d'énergie libérée, et compare.

Voir le corrigé détaillé
  1. butane : 60046≈13,0 F CFA/MJ\dfrac{600}{46} \approx 13{,}0\ \text{F CFA/MJ}
  2. charbon de bois : 15030=5,0 F CFA/MJ\dfrac{150}{30} = 5{,}0\ \text{F CFA/MJ}
  3. ⇒à énergie libérée égale, le charbon de bois coûte environ 2,62{,}6 fois moins cher que le butane
Niveau 3 — Défi
11

On brûle m=1 kgm = 1\ \text{kg} d'éthanol pur avec un excès de dioxygène (PC=27 MJ⋅kg−1PC = 27\ \text{MJ·kg}^{-1}, M=46 g⋅mol−1M = 46\ \text{g·mol}^{-1}).

  1. Écris l'équation ajustée de cette combustion.
  2. Calcule l'énergie EE libérée.
  3. Calcule la masse de CO2\text{CO}_2 émise (M(CO2)=44 g⋅mol−1M(\text{CO}_2) = 44\ \text{g·mol}^{-1}).
  4. On veut obtenir la même énergie EE en brûlant de l'essence, assimilée à l'octane C8H18\text{C}_8\text{H}_{18} (PC=44 MJ⋅kg−1PC = 44\ \text{MJ·kg}^{-1}, M=114 g⋅mol−1M = 114\ \text{g·mol}^{-1}, équation 2 C8H18+25 O2→16 CO2+18 H2O2\,\text{C}_8\text{H}_{18} + 25\,\text{O}_2 \to 16\,\text{CO}_2 + 18\,\text{H}_2\text{O}). Calcule la masse d'essence nécessaire, puis la masse de CO2\text{CO}_2 qu'elle émettrait. Compare et conclus.
Voir le corrigé détaillé

1. C2H5OH+3 O2⟶2 CO2+3 H2O\text{C}_2\text{H}_5\text{OH} + 3\,\text{O}_2 \longrightarrow 2\,\text{CO}_2 + 3\,\text{H}_2\text{O} (voir exercice 7).

2.

  1. E=1×27=27 MJE = 1 \times 27 = 27\ \text{MJ}

3.

  1. n(eˊthanol)=1 00046≈21,74 moln(\text{éthanol}) = \dfrac{1\,000}{46} \approx 21{,}74\ \text{mol}
  2. n(CO2)=2×21,74≈43,48 moln(\text{CO}_2) = 2 \times 21{,}74 \approx 43{,}48\ \text{mol}
  3. m(CO2)=43,48×44≈1 913 g≈1,91 kgm(\text{CO}_2) = 43{,}48 \times 44 \approx 1\,913\ \text{g} \approx 1{,}91\ \text{kg}

4.

  1. m(essence)=EPC=2744≈0,614 kgm(\text{essence}) = \dfrac{E}{PC} = \dfrac{27}{44} \approx 0{,}614\ \text{kg}
  2. n(octane)=614114≈5,39 moln(\text{octane}) = \dfrac{614}{114} \approx 5{,}39\ \text{mol}
  3. rapport 16 CO216\,\text{CO}_2 pour 22 octane, soit 88 mol CO₂ par mol d'octane
  4. n(CO2)=8×5,39≈43,1 moln(\text{CO}_2) = 8 \times 5{,}39 \approx 43{,}1\ \text{mol}
  5. m(CO2)≈43,1×44≈1 896 g≈1,90 kgm(\text{CO}_2) \approx 43{,}1 \times 44 \approx 1\,896\ \text{g} \approx 1{,}90\ \text{kg}

Pour la même énergie délivrée, éthanol et essence émettent une masse de CO2\text{CO}_2 quasiment identique (1,911{,}91 contre 1,90 kg1{,}90\ \text{kg}). La différence n'est donc pas dans la combustion elle-même, mais dans l'origine du carbone : biogénique (donc potentiellement neutre) pour l'éthanol, fossile (donc toujours émetteur net) pour l'essence.

12

Un foyer traditionnel a un rendement η1=8 %\eta_1 = 8\ \%, un foyer amélioré η2=32 %\eta_2 = 32\ \%. Une famille a besoin de 12 MJ12\ \text{MJ} d'énergie utile par jour pour cuisiner, avec du bois (PC=15 MJ⋅kg−1PC = 15\ \text{MJ·kg}^{-1}).

  1. Calcule la masse de bois consommée par jour par chaque foyer.
  2. Calcule la masse consommée par an (365365 jours) par chaque foyer.
  3. Calcule le pourcentage de réduction obtenu en passant au foyer amélioré.
Voir le corrigé détaillé

1.

  1. foyer traditionnel : E1=120,08=150 MJE_1 = \dfrac{12}{0{,}08} = 150\ \text{MJ} ⇒\Rightarrow m1=15015=10 kg/jourm_1 = \dfrac{150}{15} = 10\ \text{kg/jour}
  2. foyer amélioré : E2=120,32=37,5 MJE_2 = \dfrac{12}{0{,}32} = 37{,}5\ \text{MJ} ⇒\Rightarrow m2=37,515=2,5 kg/jourm_2 = \dfrac{37{,}5}{15} = 2{,}5\ \text{kg/jour}

2.

  1. traditionnel : 10×365=3 650 kg=3,65 t/an10 \times 365 = 3\,650\ \text{kg} = 3{,}65\ \text{t/an}
  2. amélioré : 2,5×365=912,5 kg≈0,91 t/an2{,}5 \times 365 = 912{,}5\ \text{kg} \approx 0{,}91\ \text{t/an}

3.

  1. réduction =3 650−912,53 650×100= \dfrac{3\,650 - 912{,}5}{3\,650} \times 100
  2. ≈\approx75,0 %75{,}0\ \%

Le foyer amélioré permet d'économiser environ trois quarts du bois consommé chaque année pour le même service de cuisson.

13

La combustion incomplète du méthane produit un mélange de CO2\text{CO}_2 et de CO\text{CO}, dans un rapport de 33 volumes de CO2\text{CO}_2 pour 11 volume de CO\text{CO} (proportionnels aux quantités de matière).

  1. En partant de 8 CH48\,\text{CH}_4, détermine les coefficients entiers de CO2\text{CO}_2, de CO\text{CO} et de H2O\text{H}_2\text{O} compatibles avec ce rapport 3:13:1.
  2. Détermine le coefficient de O2\text{O}_2 par conservation de l'oxygène, et donne l'équation ajustée avec des nombres entiers.
  3. Vérifie la conservation du carbone et de l'hydrogène.
Voir le corrigé détaillé

1. Avec 8 CH48\,\text{CH}_4, le carbone total à gauche est 88. Pour respecter le rapport 3:13:1 tout en totalisant 88 atomes de C, on choisit 6 CO26\,\text{CO}_2 et 2 CO2\,\text{CO} (car 6:2=3:16:2 = 3:1 et 6+2=86+2=8). L'hydrogène total est 8×4=328 \times 4 = 32, soit 16 H2O16\,\text{H}_2\text{O}.

2.

  1. oxygène à droite : 6×2+2×1+16×1=12+2+16=306\times2 + 2\times1 + 16\times1 = 12+2+16 = 30
  2. 30=2×n(O2)30 = 2 \times n(\text{O}_2) ⇒\Rightarrow n(O2)=15n(\text{O}_2) = 15
  3. ⇒8 CH4+15 O2⟶6 CO2+2 CO+16 H2O8\,\text{CH}_4 + 15\,\text{O}_2 \longrightarrow 6\,\text{CO}_2 + 2\,\text{CO} + 16\,\text{H}_2\text{O}

3. Carbone : 8=6+28 = 6+2 ✓. Hydrogène : 8×4=32=16×28\times4 = 32 = 16\times2 ✓. L'équation est bien ajustée.

Niveau 4 — Problèmes de vie courante
14

Le brasero de Mahamat (Ndjamena). À Ndjamena, la famille de Mahamat cuisine chaque soir avec un brasero de charbon de bois, installé à l'intérieur de la maison, portes et fenêtres fermées à cause des moustiques.

  1. Écris l'équation de la combustion complète du charbon de bois (assimilé au carbone), puis celle d'une combustion incomplète produisant du monoxyde de carbone.
  2. À l'aide du triangle du feu, explique pourquoi une pièce fermée favorise la formation de CO\text{CO}, et pourquoi ce gaz y devient particulièrement dangereux.
  3. Le brasero consomme 3 kg3\ \text{kg} de charbon de bois chaque soir (PC=30 MJ⋅kg−1PC = 30\ \text{MJ·kg}^{-1}). Calcule l'énergie que libérerait sa combustion complète.
  4. Propose au moins deux mesures de prévention pour cette famille.
Voir le corrigé détaillé

1. Combustion complète : C+O2⟶CO2\text{C} + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2. Combustion incomplète : 2 C+O2⟶2 CO2\,\text{C} + \text{O}_2 \longrightarrow 2\,\text{CO}.

2. Le comburant (dioxygène) présent dans une pièce fermée est en quantité limitée : il s'épuise au fur et à mesure que le brasero brûle, ce qui favorise la combustion incomplète et donc la formation de CO\text{CO}. De plus, sans ouverture vers l'extérieur, ce gaz — incolore et inodore — s'accumule dans la pièce au lieu de se disperser, ce qui augmente fortement le risque d'intoxication pendant le sommeil.

3.

  1. E=m×PC=3×30E = m \times PC = 3 \times 30
  2. ==90 MJ90\ \text{MJ}

4. On peut par exemple : laisser en permanence une ouverture (fenêtre, porte entrebâillée) pour renouveler l'air ; ne jamais laisser un brasero se consumer dans une pièce où l'on dort ; privilégier la cuisson à l'extérieur ou sous un auvent ouvert ; à terme, passer à un foyer amélioré, mieux ventilé et plus économe en charbon.

15

Le choix d'Awa (Dakar). À Dakar, Awa doit préparer un repas qui nécessite 4 MJ4\ \text{MJ} d'énergie utile. Elle hésite entre un réchaud à butane (rendement 55 %55\ \%, butane à 600 F CFA/kg600\ \text{F CFA/kg}, PC=46 MJ⋅kg−1PC = 46\ \text{MJ·kg}^{-1}) et un foyer traditionnel au charbon de bois (rendement 15 %15\ \%, charbon à 150 F CFA/kg150\ \text{F CFA/kg}, PC=30 MJ⋅kg−1PC = 30\ \text{MJ·kg}^{-1}).

  1. Calcule l'énergie totale à fournir par chaque combustible pour obtenir ces 4 MJ4\ \text{MJ} utiles.
  2. Calcule la masse de combustible nécessaire dans chaque cas.
  3. Calcule le coût de chaque repas.
  4. Awa doit-elle choisir uniquement d'après le prix au kilogramme du combustible ? Conclus.
Voir le corrigé détaillé

1. et 2.

  1. butane : Etotale=40,55≈7,27 MJE_{\text{totale}} = \dfrac{4}{0{,}55} \approx 7{,}27\ \text{MJ} ⇒\Rightarrow m=7,2746≈0,158 kgm = \dfrac{7{,}27}{46} \approx 0{,}158\ \text{kg}
  2. charbon : Etotale=40,15≈26,67 MJE_{\text{totale}} = \dfrac{4}{0{,}15} \approx 26{,}67\ \text{MJ} ⇒\Rightarrow m≈26,6730≈0,889 kgm \approx \dfrac{26{,}67}{30} \approx 0{,}889\ \text{kg}

3.

  1. coût butane ≈0,158×600≈94,9 F CFA\approx 0{,}158 \times 600 \approx 94{,}9\ \text{F CFA}
  2. coût charbon ≈0,889×150≈133,3 F CFA\approx 0{,}889 \times 150 \approx 133{,}3\ \text{F CFA}

4. Non : bien que le charbon coûte presque quatre fois moins cher au kilo, son rendement bien plus faible fait qu'il revient en réalité plus cher à l'usage (133133 contre 95 F CFA95\ \text{F CFA} par repas). Ici, le butane est à la fois l'option la plus économique et la moins polluante pour l'air intérieur.

16

Vers Abéché : un foyer amélioré contre la déforestation. Près d'Abéché, une famille utilise un foyer traditionnel (rendement 10 %10\ \%) pour couvrir un besoin quotidien de 10 MJ10\ \text{MJ} d'énergie utile de cuisson, avec du bois de PC=15 MJ⋅kg−1PC = 15\ \text{MJ·kg}^{-1}. Une ONG lui propose un foyer amélioré, de rendement 25 %25\ \%.

  1. Calcule la masse de bois consommée par jour avec chaque foyer.
  2. Calcule l'économie de bois réalisée par jour, puis sur une année (365365 jours).
  3. En estimant qu'un arbre exploité fournit en moyenne 200 kg200\ \text{kg} de bois de chauffe, calcule le nombre d'arbres épargnés par an grâce au foyer amélioré.
  4. Cite un autre avantage, non énergétique, du foyer amélioré pour cette famille.
Voir le corrigé détaillé

1.

  1. traditionnel : E1=100,10=100 MJE_1 = \dfrac{10}{0{,}10} = 100\ \text{MJ} ⇒\Rightarrow m1=10015≈6,67 kg/jourm_1 = \dfrac{100}{15} \approx 6{,}67\ \text{kg/jour}
  2. amélioré : E2=100,25=40 MJE_2 = \dfrac{10}{0{,}25} = 40\ \text{MJ} ⇒\Rightarrow m2=4015≈2,67 kg/jourm_2 = \dfrac{40}{15} \approx 2{,}67\ \text{kg/jour}

2.

  1. économie journalière ≈6,67−2,67=4,00 kg\approx 6{,}67 - 2{,}67 = 4{,}00\ \text{kg}
  2. économie annuelle ≈4,00×365=1 460 kg=1,46 t\approx 4{,}00 \times 365 = 1\,460\ \text{kg} = 1{,}46\ \text{t}

3.

  1. nombre d'arbres ≈1 460200\approx \dfrac{1\,460}{200}
  2. ≈\approx7,37{,}3, soit environ 7 arbres épargnés par an

4. Le foyer amélioré dégage aussi moins de fumée à l'intérieur du foyer (donc moins de risques respiratoires), et il réduit le temps de collecte du bois, une corvée souvent assumée par les femmes et les enfants.

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La mole et les grandeurs molaires

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📝 QCM de fin de leçon — 20 questions

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Une combustion est une réaction entre un combustible et :

Explication : Une combustion met en jeu un combustible (qui brûle) et un comburant (qui permet la combustion), le plus souvent le dioxygène O2\text{O}_2 de l'air.

Le « triangle du feu » réunit trois éléments nécessaires à une combustion. Lesquels ?

Explication : Le triangle du feu réunit combustible, comburant et une source de chaleur suffisante (énergie d'activation) ; retirer un seul de ces trois éléments éteint le feu.

Quels sont les deux produits d'une combustion complète d'un hydrocarbure ?

Explication : Quand le dioxygène est en quantité suffisante, la combustion est complète : elle ne produit que du CO2\text{CO}_2 et de l'H2O\text{H}_2\text{O}, avec une flamme bleue et nette.

Pour mettre en évidence le dioxyde de carbone produit par une combustion, on utilise :

Explication : On fait barboter le gaz dans l'eau de chaux (solution incolore) : si elle se trouble, elle contient du CO2\text{CO}_2.

Le sulfate de cuivre anhydre, poudre blanche, sert à détecter :

Explication : Au contact de vapeur d'eau, le sulfate de cuivre anhydre (blanc) bleuit : c'est le test caractéristique de présence d'eau.

Quand le dioxygène vient à manquer, une combustion devient incomplète. Quels produits dangereux peut-elle alors former ?

Explication : Le manque de dioxygène empêche l'oxydation complète du carbone : il se forme du monoxyde de carbone CO\text{CO}, gaz incolore, inodore et très toxique, et parfois de la suie (carbone non brûlé).

Une flamme jaune-orangée et fuligineuse (qui fume) est le signe d'une combustion :

Explication : La flamme bleue et nette signale une combustion complète ; une flamme jaune-orangée avec fumée est le signe d'un manque de dioxygène, donc d'une combustion incomplète.

Quelle loi impose d'ajuster (équilibrer) une équation de combustion ?

Explication : Selon Lavoisier, les atomes se conservent au cours d'une transformation chimique : il faut donc retrouver le même nombre de chaque atome de part et d'autre de la flèche, en ajustant les coefficients.

Pour ajuster CH4+O2⟶CO2+H2O\text{CH}_4 + \text{O}_2 \longrightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}, quel est le coefficient correct devant H2O\text{H}_2\text{O} ?

Explication : Le méthane apporte 4 atomes d'hydrogène ; il faut donc 2 molécules d'eau (2×2=42\times2=4) pour les équilibrer : CH4+2 O2→CO2+2 H2O\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \to \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}.

L'équation ajustée de la combustion complète du butane est 2 C4H10+13 O2⟶8 CO2+10 H2O2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \longrightarrow 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O}. Combien d'atomes de carbone contient le terme 2 C4H102\,\text{C}_4\text{H}_{10} ?

Explication : Le coefficient 2 multiplie tous les atomes de la formule C4H10\text{C}_4\text{H}_{10} : 2×4=82\times4=8 atomes de carbone au total.

Une bougie brûle avec assez de dioxygène ; on recueille 1,2 kg1{,}2\ \text{kg} de bois sec de pouvoir calorifique PC=15 MJ⋅kg−1PC = 15\ \text{MJ·kg}^{-1}. Quelle énergie sa combustion complète libère-t-elle ?

Explication : E=m×PCE = m \times PC
=1,2×15= 1{,}2 \times 15
=18 MJ= 18\ \text{MJ}.

Quelle masse de butane (PC=46 MJ⋅kg−1PC = 46\ \text{MJ·kg}^{-1}) faut-il brûler pour libérer 230 MJ230\ \text{MJ} ?

Explication : m=EPC=23046m = \dfrac{E}{PC} = \dfrac{230}{46}
=5 kg= 5\ \text{kg}.

Le rendement η\eta d'un appareil de combustion se définit comme :

Explication : η=EutileEtotale\eta = \dfrac{E_{\text{utile}}}{E_{\text{totale}}} : c'est la fraction de l'énergie totale libérée qui est réellement exploitée, le reste partant en pertes (fumées, rayonnement).

On brûle 3 kg3\ \text{kg} de charbon de bois (PC=30 MJ⋅kg−1PC = 30\ \text{MJ·kg}^{-1}) dans un foyer de rendement η=20 %\eta = 20\ \%. Quelle est l'énergie utile obtenue ?

Explication : Etotale=m×PC=3×30=90 MJE_{\text{totale}} = m \times PC = 3 \times 30 = 90\ \text{MJ}
Eutile=η×Etotale=0,20×90E_{\text{utile}} = \eta \times E_{\text{totale}} = 0{,}20 \times 90
=18 MJ= 18\ \text{MJ}.

Pourquoi ne doit-on jamais éteindre un feu d'essence avec de l'eau ?

Explication : L'eau, moins dense que l'essence, flotte et disperse le liquide enflammé en gouttelettes au lieu de l'étouffer : cela propage le feu au lieu de l'éteindre. On utilise plutôt l'étouffement (couverture, extincteur adapté).

Pourquoi la combustion du bois est-elle considérée comme globalement neutre en CO2\text{CO}_2 seulement si la forêt est replantée ?

Explication : Le carbone du bois vient du CO2\text{CO}_2 absorbé par la plante en poussant : si l'arbre coupé est replanté, le cycle est globalement neutre. Sans replantation, le bilan devient émetteur net, comme un combustible fossile.

On brûle 1 kg1\ \text{kg} de butane (M=58 g⋅mol−1M = 58\ \text{g·mol}^{-1}), selon 2 C4H10+13 O2→8 CO2+10 H2O2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \to 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O}, avec M(CO2)=44 g⋅mol−1M(\text{CO}_2)=44\ \text{g·mol}^{-1}. Quelle est, au kg près, la masse de CO2\text{CO}_2 émise ?

Explication : n(butane)=1 00058≈17,24 moln(\text{butane}) = \dfrac{1\,000}{58} \approx 17{,}24\ \text{mol}
rapport 44 mol CO2\text{CO}_2 par mol de butane
n(CO2)≈68,97 moln(\text{CO}_2) \approx 68{,}97\ \text{mol}
m(CO2)≈68,97×44≈3 034 g≈3 kgm(\text{CO}_2) \approx 68{,}97 \times 44 \approx 3\,034\ \text{g} \approx 3\ \text{kg}.

Un brasero de charbon de bois est utilisé dans une pièce fermée, sans aucune ouverture. Que se passe-t-il, en toute rigueur, au fur et à mesure que le dioxygène de la pièce s'épuise ?

Explication : Le manque progressif de dioxygène favorise la combustion incomplète (formation de CO) ; sans ouverture vers l'extérieur, ce gaz incolore et inodore s'accumule dans la pièce, ce qui rend l'intoxication particulièrement dangereuse pendant le sommeil.

Un repas nécessite 2 MJ2\ \text{MJ} d'énergie utile. Un réchaud à butane a un rendement de 50 %50\ \% et PC(butane)=46 MJ⋅kg−1PC(\text{butane}) = 46\ \text{MJ·kg}^{-1}. Quelle masse de butane, au gramme près, faut-il brûler ?

Explication : Etotale=Eutileη=20,50=4 MJE_{\text{totale}} = \dfrac{E_{\text{utile}}}{\eta} = \dfrac{2}{0{,}50} = 4\ \text{MJ}
m=EtotalePC=446m = \dfrac{E_{\text{totale}}}{PC} = \dfrac{4}{46}
≈0,087 kg\approx 0{,}087\ \text{kg}.

Pour délivrer la même énergie, le calcul montre qu'éthanol et essence émettent une masse de CO2\text{CO}_2 presque identique. Quelle est alors la vraie différence entre ces deux carburants sur le plan climatique ?

Explication : À masse de CO2\text{CO}_2 émise égale, ce qui distingue les deux carburants est l'origine du carbone : celui de l'éthanol vient de plantes cultivées récemment (potentiellement neutre si la culture se renouvelle), celui de l'essence est fossile, donc toujours émetteur net.
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