Une combustion est une transformation chimique produisant de l’énergie thermique (exothermique).

Le combustible (gaz, fioul, bois,…) réagit avec le dioxygène de l’air appelé comburant.

Pour initier la transformation, il faut une source de chaleur (énergie d’activation).

Le combustible est une matière organique

(molécule à squelette carbonné issue de la vie).

Si le combustible est un hydrocarbure (molécule exclusivement composée de C et de H, comme le méthane ou le butane) ou une molécule contenant aussi des oxygènes (comme l’éthanol), les produits d’une combustion complète sont toujours le dioxyde de carbone CO_{2 (g)} et l’eau H₂O_(g) sous forme de vapeur.

Remarque : dans le cas du charbon pur C_(s) le seul produit de la combustion est :

😒

H₂O_(g)

OUI

CO_2(g)

😞

O_2(g)

Équilibrer une réaction de combustion

Les coefficients stoechiométriques devant les molécules sont déterminés de façon à conserver chacun des éléments entre les réactifs et les produits.

Équilibrer la réaction de combustion du méthane :

⟶

CH_{4 (g)}

O_{2 (g)}

CO_{2 (g)}

H₂O _(g)

• C : 1
• H : 4
• O : 4

• C : 1
• H : 4
• O : 4

Équilibrer la réaction de combustion du butane :

… C₄H_{10 (g)} + … O_{2 (g)} ⟶ ... CO_{2 (g)} + … H2O_(g)

Équilibrer la réaction de combustion de l’éthanol :

… C₂H₆O_(l) + … O_{2 (g)} ⟶ ... CO_{2 (g)} + … H2O_(g)

Imaginons que l’on fasse réagir 32 grammes de méthane avec 96 grammes de dioxygène.

Qu’obtiendra-t-on une fois la réaction terminée ?

Pour répondre, on fait un bilan de matière.

Grâce à l’équation de la réaction, on sait combien de molécules de méthane réagissent avec combien de molécules de dioxygène à chaque fois que la réaction a lieu.

Mais jusqu’ici, on ne sait pas combien on a mis de molécules en présence, on ne connaît que les masses des réactifs. Pour passer des masses à des quantités, on utilise :

OUI

😵

🥺

où n est la quantité de matière (en mol), c’est-à-dire le nombre de paquets contenant chacun N_A = 6,02.10²³ molécules, m est la masse (en g), et M est la masse molaire (en g.mol^-1), c’est-à-dire la masse d’une mole = masse d’un paquet.

On peut maintenant déterminer lequel des deux réactifs sera le réactif limitant = le réactif qui est entièrement consommé en premier et arrête alors la réaction.

L’autre réactif est appelé réactif en excès.

Si les quantités initiales font qu’il n’y a pas de réactif en excès (les deux sont limitants en même temps), on dit que les proportions sont stoechiométriques (car elles respectent les coefficients).

Dans notre cas, quel est le réactif limitant ?

🤢

OUI

😓

proportions stoechimétriques

CH_4(g)

O_2(g)

Dans la pratique, le dioxygène est en excès si l’aération de la combustion est suffisante (car la quantité de O₂ est alors potentiellement infinie).

Faire le bilan final des quantités de matières et des masses des réactifs restants et des produits formés.

SOLUTION

On sait que le O₂ est limitant, on regarde alors l’équations de réaction qui nous dit que pour 2 molécules de O₂ consommées, on produit une molécule de CO₂ et 2 molécules de H₂O.

Les 96 grammes de dioxygène rprésentent 3 mol, donc on produit au final 3 mol de H₂O (car d’après l’équation de réaction, pour chaque molécule de O₂ consommée, une molécule de H₂O est produite) et 1,5 mol de CO₂ (moitié moins de CO₂ est produit que de H₂O). Et il reste 2 - 1,5 = 0,5 mol de CH₄ qui n’ont pas réagi puisque le méthane est moitié moins consommé que le dioxygène (les 3 mol de O₂ ont réagi avec 1,5 mol de CH₄).

Application la plus courante de ces bilans de matière : calculer les émissions de CO₂.

Exemple : calculer les émissions de CO₂, en g/km,
d’une voiture essence consommant 4,2 litres au 100 km.
On fera l’hypothèse que l’essence est intégralement constituée d’octane C₈H₁₈ de densité 0,75.

SOLUTION

On sait que dans ce cas, le réactif limitant sera l’essence (l’air est en quantité illimité).
Et comme tout le carbone présent dans l’octane se retrouvera dans le dioxyde de carbone après combustion, on peut en déduire que pour chaque molécule d’octane brûlée, 8 molécules de dioxyde de carbone sont produites (dans le cas d’une combustion complète).

Il suffit donc de déterminer la quantité d’octane brûlée pour faire 1 km.

Comme le moteur consomme 4,2 L au 100 km, cela correspond à 42 mL pour 1 km.

Pour de l’eau pure, 1 mL ↔︎ 1 g,

donc pour l’essence, 1 mL ↔︎ 0,75 g.

Quantité de matière correspondante : n(octane) = m(octane)/M(octane)

La quantité de CO₂ produite est 8 fois supérieure : n(CO₂) = 8×n(octane)

Enfin, on détermine la masse de CO₂ émise : m(CO₂) = n(CO₂)×M(CO₂) = 97 g.
Les émissions CO₂ de cette voiture sont donc de 97 g/km.

Combustions et énergie thermique

Lors d’une combustion, le système chimique cède de l’énergie au milieu extérieur sous forme d’énergie thermique. L’énergie du système chimique diminue. La réaction est dite exothermique.

Le pouvoir calorifique PC (en J.kg^-1) d’un combustible est l’énergie thermique dégagée lors de la réaction de combustion complète d’1 kg de combustible avec l’oxygène.

Le champion des combustibles est le dihydrogène !

On distingue le pouvoir calorifique inférieur (PCI) qui ne prend pas en compte l’énergie contenue dans la vapeur d’eau produite et le pouvoir calorifique supérieur (PCS) qui la prend en compte.

La différence entre les deux correspond à l’énergie supplémentaire récupérée lors de la liquéfaction
de la vapeur d’eau produite par la combustion (PCS>PCI).

En France, c’est le plus souvent le PCI qui est utilisé pour calculer le rendement d’une chaudière. Dans ces conditions, une chaudière à condensation (qui récupère l’enthalpie de liquéfaction de la vapeur d’eau) peut-elle avoir un rendement supérieur à 100% ?

OUI

Effectivement... Ce qui prouve que c'est une erreur d'utiliser le PCI plutôt que le PCS !

OUI

Et si ! Cette chaudière fournit plus d'énergie thermique que l'énergie de combustion donnée par le PCI !

NON

Sachant que le PCI du dihydrogène vaut 120 MJ/kg, déterminer son PCS.

SOLUTION

1 kg de H₂ correspond à 500 mol (n=m/M), et d’après l’équation de réaction (2 H₂ + O₂ → 2 H₂O), pour 500 mol consommées de dihydrogène, il y a 500 mol d’eau produite (sous forme vapeur), soit 9 kg (n×M) de vapeur d’eau. La liquéfaction de cette masse d’eau libère une énergie m×L_v ≈ 20 MJ. D’où un PCS d’environ 140 MJ.

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