Cours : Les réactions de combustion

Modélisation de la réaction de combustion

La combustion est une réaction chimique, dont les produits, les réactifs et les mécanismes sont identifiables.

Produits formés par la combustion

Considérons l’expérience suivante : au-dessus de la flamme d’une bougie, un tube terminé par un entonnoir conduit le gaz dégagé par la combustion vers un récipient contenant de l’eau de chaux.

• On observe que le gaz ainsi recueilli trouble l’eau de chaux : il s’agit de dioxyde de carbone.
• D’autre part, des gouttes d’eau se condensent sur la surface inférieure de l’entonnoir.

À retenir

La combustion de composés organiques produit du dioxyde de carbone et de l’eau.

Équation de la combustion complète d’un alcane et d’un alcool

Rappel

Une combustion nécessite trois ingrédients : un combustible, un comburant et une source de chaleur permettant d’initier la réaction.

• Cet ensemble est appelé le triangle du feu.

Le combustible et le comburant – généralement le dioxygène de l’air  – sont les réactifs de la réaction chimique à l’œuvre dans une combustion.

La nature des produits formés dépend de la composition du combustible.
Si celui-ci n’est formé que de carbone, d’hydrogène et d’oxygène, il est possible de n’obtenir que du dioxyde carbone et de l’eau.

• C’est le cas par exemple des alcanes et des alcools.

Définition

Combustion complète :

La combustion d’un alcane ou d’un alcool est dite complète si elle ne produit que du dioxyde de carbone et de l’eau.

À retenir

L’équation-bilan de la combustion complète d’un alcane peut s’écrire sous la forme générale :

$$\text{C}_n \text{H}_m + \Big(n + \dfrac{m}{4}\Big) \text{O}_2 \to n \text{CO}_{2,(\text{g})} + \dfrac{m}{2} \text{H}_2 \text{O}_{(\text{l})}$$

L’équation-bilan de la combustion complète d’un alcool peut s’écrire sous la forme générale :

$$\text{C}_n \text{H}_{m}\text{O} + \Big(n + \dfrac{m}{4} - \dfrac{1}{2}\Big) \text{O}_{2} \to n \text{CO}_{2,(\text{g})} + \dfrac{m}{2} \text{H}_{2}\text{O}_{(\text{l})}$$

La combustion d’un de ces composés est incomplète si la quantité de dioxygène est trop faible pour équilibrer l’équation-bilan ci-dessus.
Dans ce cas, du monoxyde de carbone, toxique, est aussi formé.

• C’est pourquoi une chaudière mal entretenue, où trop peu d’air est admis, peut provoquer un accident d’intoxication au monoxyde de carbone.

Les mélanges combustibles ne contiennent pas que des alcanes et des alcools.

• La combustion de composés organiques contenant d’autres éléments, par exemple l’azote, produit d’autres gaz, par exemple du dioxyde d’azote, également toxique.

Interprétation : réaction d’oxydoréduction

Les réactions de combustion complète peuvent être interprétées comme des réactions d’oxydoréduction.

• En effet, les équations-bilans précédentes font intervenir le couple redox $\text{O}_2\,/\,\text{H}_2 \text{O}$ de potentiel redox $1,23\ \text{V}$ et de demi-équation :

$$\text{O}_2 + 4 \text{H}^+ + 4 \text{e}^- = 2 \text{H}_2 \text{O}$$

• Calculons maintenant les nombres d’oxydation des atomes de carbone dans le combustible et dans le $\text{CO}_2$ :

$\begin{aligned} \text{n.o.(C dans CO}_{2}) &= 0 - 2 \times (-2) \\ &= +\,\text{IV} \\ \\ \text{n.o.(C dans le méthane CH}_{4}) &= 0 - 4 \\ &= -\,\text{IV} \\ \\ \text{n.o.(C dans un alcane de formule }\text{C}_n\text{H}_m) &= -\dfrac{m}{n}\\ &< 0 \\ \\ \text{n.o.(C dans l’éthanol }\text{C}_{2}\text{H}_6 \text{O}) &= \dfrac{0 - (- 2 + 6)}{2} \\ &= -\,\text{II} \\ \end{aligned}$

• On a donc les couples ox/red $\text{CO}_2\,/\,$alcool, d’une part, et $\text{CO}_2\,/\,$alcane, d’autre part, dont les potentiels redox sont inférieurs à celui du couple $\text{O}_2\,/\,\text{H}_2 \text{O}$.

À retenir

La combustion complète d’un alcane ou d’un alcool est une réaction chimique de type oxydoréduction, au cours de laquelle l’alcane ou l’alcool est oxydé en dioxyde de carbone et le dioxygène réduit en eau.

Énergie libérée par une combustion

La combustion fait partie des réactions chimiques qui dégagent de l’énergie. Cette production d’énergie peut être mesurée ou calculée.

Mesure de la chaleur dégagée et capacité calorifique

Rappel

• Une réaction endothermique peut se produire si de l’énergie – de la chaleur – est apportée au milieu réactionnel.
• Une réaction exothermique dégage de l’énergie sous forme de chaleur.

La combustion du bois dans un poêle ou celle du carburant dans le moteur d’un véhicule automobile produisent de la chaleur.

À retenir

Une combustion est une réaction exothermique.

La chaleur dégagée par combustion peut être déduite de la mesure de l’élévation de température provoquée, par exemple dans une pièce fermée et bien isolée chauffée par un poêle.

• Il faut pour cela connaître la quantité d’énergie à fournir pour élever de $1\,\degree \text{C}$ la température de $1\ \text{kg}$ d’air.

Définition

Capacité calorifique massique :

La capacité calorifique massique $c$ d’une substance est la quantité de chaleur à fournir à un kilogramme de cette substance pour en élever la température de $1\ \text{K}$.

• Elle est mesurée en joule par kilogramme par kelvin ($\text{J}\cdot \text{kg}^{-1}\cdot \text{K}^{-1}$).

Exemple

• La capacité calorifique massique de l’eau vaut $4\,180\ \text{J}\cdot \text{kg}^{-1}\cdot \text{K}^{-1}$.
• Celle de l’air, dans les conditions usuelles de température et de pression, vaut $1\,005\ \text{J}\cdot \text{kg}^{-1}\cdot \text{K}^{-1}$.
• Connaissant le volume d’air $V$ contenu dans la pièce, la masse volumique $\rho$ de l’air et l’élévation $\Delta T$ de la température, on en déduit l’énergie $E$ reçue par l’air sous forme de chaleur :

$$E = c \times V \times \rho \times \Delta T$$

Interprétation microscopique : énergie de liaison et énergie de réaction

Une réaction chimique consiste en la rupture de liaisons covalentes dans les réactifs et la formation de nouvelles liaisons covalentes permettant la formation des produits.

• Le mécanisme réactionnel de l’estérification étudiée au chapitre précédent en est une illustration.

La combustion complète d’un alcane ou d’un alcool est également une réaction chimique, de type oxydoréduction.

• Dans le cas de cette réaction, la formation de dioxyde de carbone et d’eau doit être précédée de la rupture de toutes les liaisons covalentes des réactifs.

Or les réactifs sont, à température ambiante, stables.
En termes énergétiques, cela signifie que les atomes qui les constituent se trouvent dans un état d’énergie plus bas, donc favorisé, lorsqu’ils sont liés entre eux dans cette molécule que lorsqu’ils sont séparés.

• La différence entre ces deux états est appelée énergie de liaison.

Définition

Énergie de liaison :

L’énergie de liaison $E_\text{l}$ d’une molécule est l’énergie associée aux liaisons covalentes de celle-ci. Cela correspond à l’énergie à fournir pour former toutes les liaisons covalentes de cette molécule, à partir des atomes isolés.

• Cette énergie est négative ou nulle.

Exemple

Voici les énergies de liaison de quelques substances, à température et pression ambiantes :

Substance	Énergie de liaison $(\text{kJ}\cdot \text{mol}^{-1})$	Substance	Énergie de liaison $(\text{kJ}\cdot \text{mol}^{-1})$
$\text{H}_2 \text{O}$ (liq.)	$-285,8$	propane (gaz)	$-103,8$
$\text{CO}_2$ (gaz)	$-393,5$	octane (liq.)	$-249,9$
$\text{O}_2$ (gaz)	$0$	éthanol (liq.)	$-277,0$

L’énergie de liaison du dioxygène gazeux est nulle, car il s’agit d’un corps pur simple (ne comportant qu’un seul élément chimique), stable dans cet état physique dans les conditions usuelles.

À retenir

Lors d’une réaction chimique, de l’énergie est donc consommée pour briser des liaisons covalentes, puis de l’énergie est libérée quand de nouvelles liaisons sont créées.

Définition

Énergie de réaction :

L’énergie de réaction d’une réaction chimique est la différence entre les énergies de liaison des réactifs et celles des produits.

• Si la différence est positive, la réaction est endothermique.
• Si cette différence est négative, la réaction produit de l’énergie sous forme de chaleur : elle est exothermique.

À retenir

L’énergie de réaction d’une combustion est donc négative.

Pour calculer l’énergie dégagée ou consommée par une réaction, il faut tenir compte de l’état physique (liquide, solide, gazeux) des réactifs et produits, car les valeurs de leurs énergies de liaison en dépendent.

• Lors d’une combustion, le dioxyde de carbone formé est gazeux.
• L’eau formée se condense rapidement, on considère qu’elle est formée à l’état liquide.

Énergies molaires de réaction et pouvoirs calorifiques de combustibles usuels

On souhaite estimer facilement l’énergie qu’il est possible d’obtenir d’une quantité ou d’une masse donnée de combustible.

• Pour cela, on définit l’énergie dégagée par la combustion d’une mole ou d’un kilogramme de combustible.

Définition

Énergie molaire et pouvoir calorifique :

• L’énergie molaire de combustion $E_\text{m}$ d’un combustible est la chaleur libérée par la combustion complète d’une mole de ce combustible.
• Elle est négative et mesurée en joule par mole ($\text{J}\cdot \text{mol}^{-1}$).
• Le pouvoir calorifique d’un combustible $q$ est la chaleur libérée par la combustion d’un kilogramme de ce combustible.
• Il est positif et mesuré en joule par kilogramme ($\text{J}\cdot \text{kg}^{-1}$).

À retenir

Le pouvoir calorifique d’un combustible est égal au rapport de la valeur absolue de son énergie molaire de combustion sur sa masse molaire, exprimée en kilogramme par mole :

$$q = \dfrac{\vert E_\text{m}\vert}{M}$$

Les valeurs des énergies molaires de combustion et des pouvoirs calorifiques de la plupart des combustibles sont tabulées.
Il est néanmoins possible de les calculer à partir de l’équation-bilan et des énergies de liaison des substances en jeu.

Exemple

• Considérons d’abord la combustion complète de l’octane, un alcane « d’origine fossile » constitutif de l’essence pour voiture.

Cet alcane linéaire contient $8$ atomes de carbone, sa formule brute est donc : $\text{C}_8 \text{H}_{18}$.

• L’équation-bilan de sa combustion complète s’écrit :

$$\text{C}_8 \text{H}_{18,(\text{l})} + \dfrac{25}{2} \text{O}_{2,(\text{g})} \to 8 \text{CO}_{2,(\text{g})} + 9 \text{H}_{2} \text{O}_{(\text{l})}$$

• L’énergie molaire de cette combustion est calculée à partir des énergies de liaison des réactifs et produits :

$$\begin{aligned} E_\text{m} &= 8 \times E_{\text{l}} (\text{CO}_2) + 9 \times E_{\text{l}} (\text{H}_2 \text{O}) - E_{\text{l}} (\text{octane}) -12,5 \times E_{\text{l}} (\text{O}_2) \\ &\approx 8 \times (-393,5) + 9 \times (-285,8) - (-249,9) \\ &\approx -5\,470,3\ \text{kJ}\cdot \text{mol}^{-1} \end{aligned}$$

• La masse molaire de l’octane est calculée d’après sa formule brute :

$$\begin{aligned} M &= 8 \times M(\text{C}) + 18 \times M(\text{H}) \\ &\approx 8 \times 12 + 18 \\ &\approx 114\ \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \\ &\approx 0,114\ \text{kg} \cdot \text{mol}^{-1} \end{aligned}$$

• D’où l’on déduit le pouvoir calorifique de l’octane :

$$\begin{aligned} q(\text{octane}) &= \dfrac{\vert E_{\text{m}}\vert}{M} \\ &\approx \dfrac{\vert -5\,470,3\vert}{0,114} \\ &\approx \red{47,99\ \text{MJ}\cdot \text{kg}^{-1}} \end{aligned}$$

• Considérons maintenant la combustion de l’éthanol, un alcool obtenu par transformation des sucres contenus dans les végétaux, et utilisé comme carburant automobile, seul ou mélangé à de l’essence.

Sa formule brute est : $\text{C}_2 \text{H}_6 \text{O}$.

• L’équation-bilan de sa combustion complète s’écrit :

$$\text{C}_2 \text{H}_6 \text{O} + 3 \text{O}_2 \to 2 \text{CO}_{2, (\text{g})} + 3 \text{H}_2 \text{O}_{(\text{l})}$$

• L’énergie molaire de cette combustion est calculée à partir des énergies de liaison des réactifs et produits :

$$\begin{aligned} E_\text{m} &= 2 \times E_\text{l} (\text{CO}_2) + 3 \times E_\text{l} (\text{H}_2 \text{O}) - E_\text{l} (\text{éthanol}) \\ &\approx 2 \times (-393,5) + 3 \times (-285,8) - (-277,0) \\ &\approx -1\,367,4\ \text{kJ}\cdot \text{mol}^{-1} \end{aligned}$$

• La masse molaire de l’éthanol est calculée d’après sa formule brute :

$$\begin{aligned} M &= 2 \times M(\text{C}) + 6 \times M(\text{H}) + M(\text{O}) \\ &\approx 2 \times 12 + 6 + 16 \\ &\approx 46\ \text{g} \cdot \text{mol}^{-1} \\ &\approx 0,046\ \text{kg} \cdot \text{mol}^{-1} \end{aligned}$$

• D’où l’on déduit le pouvoir calorifique de l’octane :

$$\begin{aligned} q(\text{éthanol}) &= \dfrac{\vert E_\text{m}\vert}{M} \\ &\approx \dfrac{\vert -1\,367,4\vert}{0,046} \\ &\approx \red{29,7\ \text{MJ}\cdot \text{kg}^{-1}} \end{aligned}$$

On remarque que le pouvoir calorifique de l’éthanol est moindre que celui de l’essence fossile.
L’utilisation de l’éthanol entraîne donc a priori une augmentation de consommation.

Cependant, il s’agit d’un carburant renouvelable. De plus, la consommation des moteurs thermiques est réduite, d’un modèle de moteur au suivant, à l’issue d’études d’amélioration de l’efficacité de la combustion.