Réactions de combustion : produits et équations pour la chimie HSC
Apprenez à reconnaître les réactions de combustion, à prévoir les produits et à équilibrer les équations de combustion complète et incomplète. Comprend des exemples résolus et des questions originales de type HSC avec solutions.
Deux becs Bunsen peuvent utiliser le même combustible tout en produisant des flammes très différentes. Avec une bonne arrivée d’air, la flamme est bleue et propre. Si l’apport en oxygène est limité, la flamme peut devenir jaune, produire de la suie et former du monoxyde de carbone toxique.
Avant de poursuivre, essayez de prévoir ce qui a changé sur le plan chimique. Le combustible est le même, alors pourquoi les produits ne sont-ils pas les mêmes ?
La clé est l’apport en oxygène. Pour comprendre la combustion, il ne suffit pas de savoir qu’un combustible réagit avec l’oxygène. Il faut aussi déterminer s’il y a suffisamment d’oxygène pour que le carbone du combustible soit entièrement oxydé.
01La première décision : s’agit-il d’une réaction de combustion ?
Dans le programme HSC, on reconnaît une réaction de combustion lorsqu’une substance réagit avec l’oxygène, \(\ce{O2}\), et libère de l’énergie.
Pour les combustibles à base de carbone, les réactifs se présentent souvent sous la forme :
\[
\ce{combustible + O2 -> produits}
\]
Un hydrocarbure contient uniquement du carbone et de l’hydrogène. Le méthane, \(\ce{CH4}\), le propane, \(\ce{C3H8}\), et l’octane, \(\ce{C8H18}\), en sont des exemples.
Les alcools tels que l’éthanol, \(\ce{C2H5OH}\), brûlent également. Ils contiennent déjà de l’oxygène, mais nécessitent tout de même du \(\ce{O2}\) provenant du milieu environnant.
La combustion ne consiste pas simplement à avoir de l’oxygène quelque part dans une équation. La molécule d’oxygène, \(\ce{O2}\), doit être un réactif du processus de combustion.
Si vous êtes encore en train de consolider votre compréhension de la conservation des atomes et de l’équilibrage des équations, révisez le réarrangement des atomes dans les réactions. La même règle s’applique à toutes les équations présentées ici : les atomes peuvent se réarranger, mais ils ne peuvent ni apparaître ni disparaître.
02Considérez l’oxygène comme la ressource limitante
Imaginez que chaque atome de carbone cherche à quitter la réaction lié à deux atomes d’oxygène sous forme de \(\ce{CO2}\). L’hydrogène quitte généralement la réaction lié à l’oxygène sous forme d’eau, \(\ce{H2O}\).
S’il y a suffisamment d’oxygène, le carbone peut être entièrement oxydé en dioxyde de carbone.
Si l’oxygène est rare, une partie du carbone peut se retrouver sous forme de monoxyde de carbone, \(\ce{CO}\), ou même de carbone solide, \(\ce{C}\), qui apparaît sous forme de suie.
C’est un peu comme attribuer des places dans un tout petit bus. Dans la situation idéale, chaque atome de carbone reçoit toute la quantité d’oxygène qui lui est nécessaire. Si le bus de l’oxygène est déjà plein, une partie du carbone doit voyager avec moins d’oxygène.
L’analogie s’arrête là. Les atomes ne choisissent pas leurs partenaires, et une flamme réelle contient de nombreuses espèces intermédiaires à courte durée de vie. L’idée utile est simplement que la quantité d’oxygène disponible influence les produits finaux.
03Combustion complète
Pour un hydrocarbure, la combustion complète produit :
- du dioxyde de carbone, \(\ce{CO2}\)
- de l’eau, \(\ce{H2O}\)
Le schéma est donc :
\[
\ce{hydrocarbure + O2 -> CO2 + H2O}
\]
Le mot complète signifie que le carbone est entièrement oxydé en dioxyde de carbone. Cela ne signifie pas que l’on peut se dispenser d’équilibrer l’équation.
Un ordre fiable pour équilibrer une équation est le suivant :
- équilibrer le carbone
- équilibrer l’hydrogène
- équilibrer l’oxygène en dernier
On équilibre l’oxygène en dernier parce qu’il est présent à la fois dans le dioxyde de carbone et dans l’eau.
Exemple résolu : combustion complète de l’éthane
Écrivez une équation équilibrée pour la combustion complète de l’éthane, \(\ce{C2H6}\).
Étape 1
La combustion complète produit du dioxyde de carbone et de l’eau.
\[
\ce{C2H6 + O2 -> CO2 + H2O}
\]
Étape 2
Il y a 2 atomes de carbone dans \(\ce{C2H6}\), donc placez un coefficient 2 devant \(\ce{CO2}\).
\[
\ce{C2H6 + O2 -> 2CO2 + H2O}
\]
Étape 3
Il y a 6 atomes d’hydrogène dans l’éthane. Chaque molécule d’eau contient 2 atomes d’hydrogène, donc il faut 3 molécules d’eau.
\[
\ce{C2H6 + O2 -> 2CO2 + 3H2O}
\]
Étape 4
Les produits contiennent maintenant :
- \(2 \times 2 = 4\) atomes d’oxygène dans \(\ce{2CO2}\)
- \(3 \times 1 = 3\) atomes d’oxygène dans \(\ce{3H2O}\)
Cela donne 7 atomes d’oxygène au total.
Comme chaque molécule de \(\ce{O2}\) contient 2 atomes d’oxygène, il faut d’abord \(\frac{7}{2}\ce{O2}\) :
\[
\ce{C2H6 + \frac{7}{2}O2 -> 2CO2 + 3H2O}
\]
Étape 5
Multipliez tous les coefficients par 2.
\[
\boxed{\ce{2C2H6 + 7O2 -> 4CO2 + 6H2O}}
\]
Cette équation indique que 2 moles d’éthane nécessitent 7 moles d’oxygène pour une combustion complète.
04Pourquoi il ne faut jamais modifier un indice pour équilibrer une combustion
Supposons que vous ayez besoin de plus d’oxygène du côté des produits. Vous ne pouvez pas transformer \(\ce{CO2}\) en \(\ce{CO3}\).
Ce ne serait pas un équilibrage. Vous auriez transformé le dioxyde de carbone en une autre formule chimique.
Modifiez uniquement les coefficients, c’est-à-dire les nombres placés devant les formules.
Par exemple :
\[
\ce{2CO2}
\]
signifie deux molécules de dioxyde de carbone, ou deux moles de dioxyde de carbone.
En revanche,
\[
\ce{CO3}
\]
décrirait un rapport d’atomes complètement différent.
C’est l’une des erreurs d’équilibrage les plus fréquentes, car modifier un indice peut donner l’impression que le nombre d’atomes est correct tout en rendant la chimie incorrecte.
05Combustion incomplète
Revenons maintenant à la flamme jaune et enfumée.
S’il n’y a pas assez d’oxygène pour que tout le carbone devienne du \(\ce{CO2}\), la combustion est incomplète.
Pour les réactions simplifiées utilisées au niveau HSC, les principaux produits contenant du carbone sont :
| Conditions d’oxygénation | Produit probable contenant du carbone | Autre produit principal |
|---|---|---|
| Oxygène suffisant | \(\ce{CO2}\) | \(\ce{H2O}\) |
| Oxygène limité | \(\ce{CO}\) | \(\ce{H2O}\) |
| Oxygène très fortement limité | \(\ce{C}\) sous forme de suie | \(\ce{H2O}\) |
Les flammes réelles peuvent contenir des mélanges de \(\ce{CO2}\), de \(\ce{CO}\), de suie, de combustible non brûlé et d’autres espèces. Une question d’examen fournit généralement suffisamment d’informations pour utiliser un ensemble simplifié de produits.
Cela conduit à une règle importante :
« Combustion incomplète » ne permet pas toujours, à elle seule, de déterminer une équation unique.
Si la question précise que du monoxyde de carbone se forme, utilisez \(\ce{CO}\). Si elle indique que de la suie ou du carbone se forme, utilisez \(\ce{C}\). Si les données montrent qu’un mélange se forme, vous devrez peut-être prendre en compte plusieurs produits contenant du carbone.
Exemple résolu : combustion incomplète de l’éthanol produisant du monoxyde de carbone
L’éthanol, \(\ce{C2H5OH}\), brûle avec un apport limité en oxygène. Supposons que le monoxyde de carbone et l’eau soient les seuls produits. Écrivez l’équation équilibrée.
Étape 1
\[
\ce{C2H5OH + O2 -> CO + H2O}
\]
Étape 2
L’éthanol contient 2 atomes de carbone, donc formez 2 molécules de monoxyde de carbone.
\[
\ce{C2H5OH + O2 -> 2CO + H2O}
\]
Étape 3
\(\ce{C2H5OH}\) contient au total 6 atomes d’hydrogène. Il faut donc 3 molécules d’eau.
\[
\ce{C2H5OH + O2 -> 2CO + 3H2O}
\]
Étape 4
Les produits contiennent :
- 2 atomes d’oxygène dans \(\ce{2CO}\)
- 3 atomes d’oxygène dans \(\ce{3H2O}\)
Nombre total d’atomes d’oxygène à droite : \(5\).
Mais l’éthanol contient déjà 1 atome d’oxygène. Il ne faut donc que 4 atomes d’oxygène supplémentaires provenant de \(\ce{O2}\).
Deux molécules de \(\ce{O2}\) fournissent ces 4 atomes.
\[
\boxed{\ce{C2H5OH + 2O2 -> 2CO + 3H2O}}
\]
Le détail important est l’oxygène déjà présent dans l’éthanol. Traiter l’éthanol comme un hydrocarbure et oublier cet atome d’oxygène donne un coefficient incorrect.
06Que se passe-t-il si du carbone solide se forme ?
Supposons que le méthane brûle avec un apport en oxygène extrêmement limité et que, dans le modèle simplifié, les produits soient le carbone et l’eau.
Commencez par :
\[
\ce{CH4 + O2 -> C + H2O}
\]
Le carbone est déjà équilibré.
Quatre atomes d’hydrogène nécessitent 2 molécules d’eau :
\[
\ce{CH4 + O2 -> C + 2H2O}
\]
Les 2 molécules d’eau contiennent 2 atomes d’oxygène, donc une molécule de \(\ce{O2}\) est nécessaire :
\[
\boxed{\ce{CH4 + O2 -> C + 2H2O}}
\]
Dans ce modèle simplifié, le carbone solide représente la suie.
Remarquez que cette réaction utilise beaucoup moins d’oxygène que la combustion complète :
\[
\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}
\]
Cette comparaison résume l’idée essentielle de la combustion incomplète. Comme moins d’oxygène est disponible, le carbone se retrouve sous une forme moins oxydée.
07Une méthode rapide pour résoudre les questions sur la combustion
Lorsque vous voyez une équation de combustion, ne commencez pas immédiatement à l’équilibrer.
Déterminez d’abord quels produits sont chimiquement justifiés.
| Ce que la question vous indique | Ce que vous devez faire |
|---|---|
| Combustion complète d’un hydrocarbure | Écrivez \(\ce{CO2}\) et \(\ce{H2O}\) |
| Combustion complète d’un alcool | Écrivez \(\ce{CO2}\) et \(\ce{H2O}\), puis tenez compte de l’oxygène déjà présent dans l’alcool lors de l’équilibrage |
| Combustion incomplète produisant du monoxyde de carbone | Écrivez \(\ce{CO}\) et \(\ce{H2O}\) |
| Combustion incomplète produisant de la suie | Écrivez \(\ce{C}\) et \(\ce{H2O}\) |
| Indique seulement « combustion incomplète » | Vérifiez si la question fournit des informations sur le \(\ce{CO}\), la suie ou un mélange |
| Les produits sont déjà fournis | Ne les remplacez pas par les produits auxquels vous vous attendiez. Équilibrez l’équation réellement donnée |
Une fois les produits déterminés, équilibrez le carbone, puis l’hydrogène, puis l’oxygène.
Cet ordre est une méthode, et non une loi de la nature. Il est simplement efficace parce que l’oxygène apparaît souvent dans plusieurs produits.
08Un raccourci utile pour les hydrocarbures
Pour un hydrocarbure de formule \(\ce{C_xH_y}\), la combustion complète peut être représentée par :
\[
\ce{C_xH_y + (x + \frac{y}{4})O2 -> xCO2 + \frac{y}{2}H2O}
\]
Ici :
- \(x\) est le nombre d’atomes de carbone dans une molécule d’hydrocarbure
- \(y\) est le nombre d’atomes d’hydrogène
La formule découle directement de la conservation des atomes.
Il y a \(x\) atomes de carbone, donc il faut \(x\ce{CO2}\).
Il y a \(y\) atomes d’hydrogène, donc il faut \(\frac{y}{2}\ce{H2O}\).
Ces produits déterminent la quantité d’oxygène nécessaire.
Ce raccourci est utile pour vérifier votre travail, mais il ne remplace pas la compréhension du processus d’équilibrage. Il ne s’applique également qu’aux hydrocarbures. Ne l’utilisez pas tel quel pour les combustibles contenant de l’oxygène, tels que l’éthanol.
09La combustion n’est pas la même chose que la synthèse
Une réaction telle que :
\[
\ce{2Mg + O2 -> 2MgO}
\]
peut être décrite comme une combustion parce que le magnésium brûle dans l’oxygène.
Elle peut également correspondre au schéma d’une réaction de synthèse, car deux réactifs forment un seul produit.
Les classifications des réactions peuvent se chevaucher. Le terme utilisé dépend de la caractéristique de la réaction que l’on examine. Si vous souhaitez comparer ces schémas, consultez les réactions de synthèse : prévoir les produits et équilibrer les équations.
10L’erreur de raisonnement à éviter
Un élève voit les mots « combustion incomplète du propane » et écrit immédiatement :
\[
\ce{2C3H8 + 7O2 -> 6CO + 8H2O}
\]
L’équation est équilibrée et représente bien une réaction simplifiée possible de combustion incomplète.
Mais la formation de monoxyde de carbone était-elle réellement précisée ?
Si ce n’est pas le cas, l’équation n’est pas déterminée de manière unique. Le propane pourrait également former de la suie lorsque l’apport en oxygène est encore plus limité, ou un mélange de \(\ce{CO2}\) et de \(\ce{CO}\).
C’est pourquoi il faut prévoir les produits avant d’équilibrer l’équation.
Une équation parfaitement équilibrée peut malgré tout répondre à la mauvaise question chimique.
11Questions et solutions
Question 1
Un élève écrit l’équation suivante pour la combustion complète du propane :
\[
\ce{C3H8 + 4O2 -> 3CO2 + 4H2O}
\]
L’équation est-elle équilibrée ? Si ce n’est pas le cas, corrigez-la.
Solution 1
Non. L’équation correcte est \(\ce{C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O}\).
Le carbone et l’hydrogène sont déjà équilibrés :
- carbone : \(3\) atomes de chaque côté
- hydrogène : \(8\) atomes de chaque côté
Comptons maintenant les atomes d’oxygène du côté des produits.
Le \(\ce{3CO2}\) contient \(3 \times 2 = 6\) atomes d’oxygène.
Le \(\ce{4H2O}\) contient \(4 \times 1 = 4\) atomes d’oxygène.
Les produits contiennent donc :
\[
6 + 4 = 10 \text{ atomes d’oxygène}
\]
Chaque molécule de \(\ce{O2}\) contient 2 atomes d’oxygène, donc :
\[
\frac{10}{2}=5
\]
Par conséquent :
\[
\boxed{\ce{C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O}}
\]
L’équation d’origine ne comportait que 8 atomes d’oxygène du côté des réactifs ; elle ne respectait donc pas la conservation des atomes d’oxygène.
Question 2
Le méthanol, \(\ce{CH3OH}\), subit une combustion complète. Prévoyez les produits et écrivez une équation équilibrée.
Solution 2
Les produits sont le dioxyde de carbone et l’eau, et l’équation équilibrée est \(\ce{2CH3OH + 3O2 -> 2CO2 + 4H2O}\).
Commencez par les produits de la combustion complète :
\[
\ce{CH3OH + O2 -> CO2 + H2O}
\]
Une molécule de méthanol contient 1 atome de carbone et 4 atomes d’hydrogène, donc :
\[
\ce{CH3OH + O2 -> CO2 + 2H2O}
\]
Les produits contiennent au total 4 atomes d’oxygène :
- 2 dans \(\ce{CO2}\)
- 2 dans \(\ce{2H2O}\)
Le méthanol fournit déjà 1 atome d’oxygène, donc 3 atomes d’oxygène supplémentaires doivent provenir de \(\ce{O2}\) :
\[
\ce{CH3OH + \frac{3}{2}O2 -> CO2 + 2H2O}
\]
Multipliez tous les coefficients par 2 :
\[
\boxed{\ce{2CH3OH + 3O2 -> 2CO2 + 4H2O}}
\]
Le principal piège consiste à oublier l’atome d’oxygène déjà présent dans \(\ce{CH3OH}\).
Question 3
Le butane, \(\ce{C4H10}\), subit une combustion incomplète. L’analyse montre que le monoxyde de carbone est le seul produit contenant du carbone. Écrivez une équation équilibrée.
Solution 3
L’équation équilibrée est \(\ce{2C4H10 + 9O2 -> 8CO + 10H2O}\).
Puisque le monoxyde de carbone est précisé, écrivez :
\[
\ce{C4H10 + O2 -> CO + H2O}
\]
Équilibrez les 4 atomes de carbone :
\[
\ce{C4H10 + O2 -> 4CO + H2O}
\]
Équilibrez les 10 atomes d’hydrogène :
\[
\ce{C4H10 + O2 -> 4CO + 5H2O}
\]
Les produits contiennent maintenant :
\[
4 + 5 = 9 \text{ atomes d’oxygène}
\]
Cela nécessite \(\frac{9}{2}\ce{O2}\) :
\[
\ce{C4H10 + \frac{9}{2}O2 -> 4CO + 5H2O}
\]
Multipliez tous les coefficients par 2 :
\[
\boxed{\ce{2C4H10 + 9O2 -> 8CO + 10H2O}}
\]
L’équation utilise moins d’oxygène que la combustion complète parce que le carbone forme du \(\ce{CO}\) au lieu d’être entièrement oxydé en \(\ce{CO2}\).
Question 4
Une question indique seulement que le pentane, \(\ce{C5H12}\), subit une combustion incomplète.
Un élève écrit :
\[
\ce{2C5H12 + 11O2 -> 10CO + 12H2O}
\]
Est-ce la seule équation équilibrée possible pour une combustion incomplète ? Expliquez votre réponse et donnez une autre possibilité simplifiée.
Solution 4
Non. L’équation de l’élève est une équation simplifiée valide de combustion incomplète, mais ce n’est pas la seule possibilité.
Une combustion incomplète signifie qu’il n’y a pas suffisamment d’oxygène pour que tout le carbone soit entièrement oxydé en \(\ce{CO2}\). Selon les conditions, du monoxyde de carbone, du carbone solide ou un mélange de produits peuvent se former.
Par exemple, si la question précise que du carbone solide se forme, une équation simplifiée est :
\[
\ce{C5H12 + O2 -> C + H2O}
\]
Équilibrez le carbone et l’hydrogène :
\[
\ce{C5H12 + O2 -> 5C + 6H2O}
\]
Les 6 molécules d’eau contiennent 6 atomes d’oxygène, ce qui nécessite 3 molécules d’oxygène :
\[
\boxed{\ce{C5H12 + 3O2 -> 5C + 6H2O}}
\]
Cette équation et celle de l’élève produisant du monoxyde de carbone décrivent toutes deux une combustion incomplète selon des hypothèses simplifiées.
Le piège consiste à supposer que l’expression combustion incomplète signifie automatiquement monoxyde de carbone uniquement. Il faut davantage d’informations sur les produits pour déterminer une équation unique.
Question 5
Deux récipients hermétiques contiennent initialement la même quantité de propane.
Après l’allumage, le récipient A ne contient que du dioxyde de carbone et de l’eau. Il ne reste ni propane ni oxygène.
Le récipient B contient de l’eau, du dioxyde de carbone, du monoxyde de carbone et une certaine quantité de propane n’ayant pas réagi.
Un élève affirme que le récipient A devait initialement contenir un excès d’oxygène puisque la combustion y était complète.
Évaluez cette affirmation.
Solution 5
L’affirmation est incorrecte. Le récipient A avait besoin d’une quantité suffisante d’oxygène pour permettre une combustion complète, mais les informations fournies ne montrent pas que l’oxygène était en excès.
La combustion complète du propane est :
\[
\ce{C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O}
\]
Le rapport stœchiométrique est donc :
\[
1\text{ mol }\ce{C3H8}:5\text{ mol }\ce{O2}
\]
Si le récipient A contenait initialement exactement 5 moles d’oxygène pour chaque mole de propane, les deux réactifs pouvaient être entièrement consommés, ne laissant que du dioxyde de carbone et de l’eau.
Cela correspond à l’observation selon laquelle il ne restait ni propane ni oxygène.
Un excès d’oxygène signifierait qu’une quantité d’oxygène supérieure à celle nécessaire à la réaction avait été fournie. Si cet excès subsistait après la réaction, l’oxygène ferait partie des substances finales.
Le récipient B ne disposait pas d’une quantité utilisable d’oxygène suffisante pour une combustion complète. Une partie du carbone a donc formé du \(\ce{CO}\) au lieu de former uniquement du \(\ce{CO2}\), et une partie du propane est restée sans réagir.
L’erreur de raisonnement consiste à considérer « combustion complète » et « excès d’oxygène » comme des notions identiques. Une combustion complète nécessite suffisamment d’oxygène pour oxyder entièrement le combustible qui réagit. La quantité stœchiométrique exacte peut être suffisante.
Question 6
Une mole de butane, \(\ce{C4H10}\), réagit avec exactement \(5.50\) moles de \(\ce{O2}\).
Supposons que tout le butane réagisse et que les seuls produits soient \(\ce{CO2}\), \(\ce{CO}\) et \(\ce{H2O}\).
Déterminez la quantité, en moles, de \(\ce{CO2}\) et de \(\ce{CO}\) produite.
Solution 6
La réaction produit \(2.00\) mol de \(\ce{CO2}\) et \(2.00\) mol de \(\ce{CO}\).
Commençons par l’hydrogène.
Une mole de \(\ce{C4H10}\) contient 10 moles d’atomes d’hydrogène. Ceux-ci forment :
\[
\frac{10}{2}=5.00\text{ mol }\ce{H2O}
\]
Ainsi, 5.00 moles d’eau sont produites.
Les \(5.50\) moles initiales de \(\ce{O2}\) contiennent :
\[
5.50 \times 2 = 11.0\text{ mol d’atomes d’oxygène}
\]
L’eau utilise 5.00 moles d’atomes d’oxygène, ce qui laisse :
\[
11.0-5.00=6.00\text{ mol d’atomes d’oxygène}
\]
pour les produits contenant du carbone.
Soit \(a\) le nombre de moles de \(\ce{CO2}\) et \(b\) le nombre de moles de \(\ce{CO}\).
Une mole de butane fournit 4 moles d’atomes de carbone, donc :
\[
a+b=4
\]
Les oxydes de carbone doivent contenir les 6 moles restantes d’atomes d’oxygène :
\[
2a+b=6
\]
Soustrayez la première équation de la seconde :
\[
(2a+b)-(a+b)=6-4
\]
donc :
\[
a=2
\]
Puis :
\[
b=4-2=2
\]
Par conséquent :
\[
\boxed{2.00\text{ mol }\ce{CO2}}
\]
et
\[
\boxed{2.00\text{ mol }\ce{CO}}
\]
Une équation équilibrée représentant le même rapport est :
\[
\boxed{\ce{2C4H10 + 11O2 -> 4CO2 + 4CO + 10H2O}}
\]
L’idée importante est qu’une combustion incomplète ne produit pas nécessairement une seule forme de carbone. Lorsque l’apport en oxygène se situe entre les quantités requises pour différents ensembles idéalisés de produits, un mélange de \(\ce{CO2}\) et de \(\ce{CO}\) peut satisfaire à la conservation du carbone et de l’oxygène.
Une fois que vous savez choisir les bons produits de combustion avant d’équilibrer l’équation, l’étape suivante consiste à relier ces équations à la stœchiométrie. Une équation de combustion équilibrée ne sert pas seulement à respecter la conservation des atomes. Ses coefficients indiquent les rapports molaires nécessaires pour calculer les besoins en oxygène, la consommation de combustible et les quantités de produits formés.