Combustions et énergie chimique

1Combustion complète d’un combustible organique

Définition. Une combustion est une transformation entre un combustible (alcane, alcool, dihydrogène : le réducteur) et un comburant, le dioxygène $\ce{O2}$ de l’air (l’oxydant) : c’est une réaction d’oxydoréduction, exothermique et rapide, entretenue par une source de chaleur (triangle du feu : combustible, comburant, énergie d’activation).

Propriété — combustion complète. les seuls produits sont le dioxyde de carbone et l’eau :

Pour un alcool, on tient compte de l’atome d’oxygène déjà présent : $\ce{C2H6O + 3 O2 -> 2 CO2 + 3 H2O}$.

Notation. Tests des produits : le $\ce{CO2}$ trouble l’eau de chaux ; l’eau fait bleuir le sulfate de cuivre anhydre (blanc).

Définition. Une combustion incomplète se produit lorsque le dioxygène est en défaut : il se forme aussi du carbone (suies, flamme jaune et éclairante) et du monoxyde de carbone $\ce{CO}$, gaz incolore et inodore, très toxique (il se fixe sur l’hémoglobine à la place du dioxygène). Une partie de l’énergie du combustible n’est pas libérée : la combustion incomplète est moins efficace et dangereuse — d’où l’entretien des appareils et l’aération des locaux.

2Énergie molaire de réaction

Définition. L’énergie de liaison $E(\ce{A-B})$ est l’énergie qu’il faut fournir pour rompre une mole de liaisons $\ce{A-B}$, les espèces étant à l’état gazeux (en ${\mathrm{kJ}{\cdot}\mathrm{mol}^{-1}}$, toujours positive). La former libère la même énergie.

Propriété. L’énergie molaire de réaction $E_r$, pour la réaction telle qu’elle est écrite, s’estime par

$E_r<0$ : la réaction est exothermique (elle cède de l’énergie au milieu extérieur) ; $E_r>0$ : endothermique. Pour une combustion, on écrit l’équation avec le coefficient 1 devant le combustible (quitte à avoir un coefficient fractionnaire devant $\ce{O2}$) : $E_r$ est alors l’énergie molaire de combustion, rapportée à une mole de combustible, et l’énergie libérée par $n$ moles de combustible vaut $Q=n\,\abs{E_r}$ (en ${\mathrm{kJ}}$ si $E_r$ est en ${\mathrm{kJ}{\cdot}\mathrm{mol}^{-1}}$).

3Pouvoir calorifique et bilan d’énergie

Définition. Le pouvoir calorifique massique PC d’un combustible est l’énergie libérée par la combustion complète d’un kilogramme (ou d’un gramme) de ce combustible :

avec $E_r$ rapportée à une mole de combustible et $M$ la masse molaire du combustible ; ${1\,\mathrm{kJ}{\cdot}\mathrm{g}^{-1}}={1\,\mathrm{MJ}{\cdot}\mathrm{kg}^{-1}}$.

Méthode — calorimétrie. l’énergie reçue par une masse $m_{\text{eau}}$ d’eau dont la température s’élève de $\Delta\theta$ vaut $Q_{\text{eau}}=m_{\text{eau}}\,c_{\text{eau}}\,\Delta\theta$. Le rendement du dispositif est $\eta=Q_{\text{eau}}/Q$, où $Q$ est l’énergie libérée par le combustible brûlé : il est toujours inférieur à 1 (pertes vers l’air, le récipient, vapeur d’eau emportée).

4Enjeux énergétiques et environnementaux

Propriété. La combustion d’un combustible fossile (gaz naturel, pétrole, charbon) libère du $\ce{CO2}$, gaz à effet de serre. Pour comparer deux carburants, on calcule la masse de $\ce{CO2}$ émise par unité d’énergie libérée : $\dfrac{n(\ce{CO2})\times M(\ce{CO2})}{\abs{E_r}}$, de l’ordre de ${54\,\mathrm{g}{\cdot}\mathrm{MJ}^{-1}}$ pour le méthane et de ${69\,\mathrm{g}{\cdot}\mathrm{MJ}^{-1}}$ pour l’heptane : plus la molécule est riche en hydrogène, moins elle émet.

Remarque. Les biocarburants, issus de la biomasse, rejettent du $\ce{CO2}$ qui a été prélevé dans l’atmosphère par les plantes ; leur bilan dépend de l’énergie dépensée pour les produire et de l’usage des terres. Le dihydrogène a un pouvoir calorifique élevé (${120\,\mathrm{kJ}{\cdot}\mathrm{g}^{-1}}$) et ne produit que de l’eau : $\ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O}$, mais il n’est propre que s’il est produit sans émettre de $\ce{CO2}$.

5Savoir-faire du chapitre

6Exemples types