La combustion et les combustibles
La combustion est une réaction exothermique nécessitant un comburant, un combustible et un apport d'énergie. Le combustible peut être une ressource renouvelable ou non. Les combustions des alcanes et des alcools sont à connaître.
Définition de la combustion
La combustion est une réaction chimique nécessitant un comburant, un combustible et une source d'énergie.
Combustion
Une combustion est une réaction chimique exothermique entre :
- un combustible : espèce chimique susceptible de brûler ;
- un comburant, généralement le dioxygène : espèce chimique entretenant la combustion.
Une source d'énergie (chaleur, étincelle, etc.) est nécessaire pour que la combustion démarre.
Une cheminée est le siège d'une combustion initiée par un premier apport de chaleur. Le combustible est le bois et le comburant est le dioxygène.
Les trois éléments, combustible, comburant et source d'énergie, représentent le triangle de feu : si un seul manque, il est impossible de réaliser une combustion.
Triangle de feu
Les deux types de combustibles
Il existe deux types de combustibles : ceux renouvelables et ceux non renouvelables.
On distingue deux types de combustibles.
| Type de combustibles | Définition | Exemple |
| Ressource renouvelable | Se renouvelle assez rapidement pour être considérée comme inépuisable à l'échelle du temps humain | Le bois |
| Ressource non renouvelable | Se renouvelle moins rapidement qu'on ne la consomme, et de manière négligeable à l'échelle du temps humain | Le charbon, le pétrole et ses dérivés (essence, diesel, kérosène, etc.) |
La combustion des alcanes et des alcools
La combustion des alcanes et des alcools produit du dioxyde de carbone et de l'eau.
Les alcanes et les alcools sont des molécules organiques, le plus souvent dérivées du pétrole, qui sont de très bons combustibles.
L'essence est un mélange de plusieurs hydrocarbures dont deux alcanes, l'heptane \ce{C7H16} et l'octane \ce{C8H18} qui en font un très bon combustible. L'éthanol \ce{C2H6O} est le composant majoritaire de « l'alcool à brûler » qui est couramment utilisé pour initier la combustion dans les barbecues et les cheminées.
Les équations de réaction de combustion des alcanes et des alcools ont toutes des points communs. En présence de suffisamment de dioxygène, les combustions (dites complètes) des alcanes et des alcools peuvent être modélisées par une réaction d'oxydoréduction entre les couples \ce{O2}/\ce{H2O} et \ce{CO2}/\text{combustible}.
Ainsi, pour ces combustions :
- Les réactifs sont toujours le combustible (l'alcane ou l'alcool) et le dioxygène.
- Les produits sont toujours le dioxyde de carbone et l'eau.
Leur bilan est :
\text{Combustible} + \text{Dioxygène} \ce{->} \text{Dioxyde de carbone} + \text{Eau }
Comme pour toute transformation chimique, les coefficients stœchiométriques des espèces chimiques impliquées dans cette réaction doivent être ajustés afin de respecter les lois de conservation.
L'équation de la réaction de combustion du propane \ce{C3H8} est :
\ce{C3H8_{(g)}} +5 \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 3 \ce{CO2_{(g)}} + 4 \ce{H2O_{(g)}}
Dans ces équations, l'élément oxygène est présent dans plusieurs espèces chimiques, il est donc toujours préférable d'ajuster son coefficient stœchiométrique en dernier.
L'énergie libérée par une combustion et l'interprétation microscopique
L'énergie libérée par une combustion est appelée énergie molaire ou pouvoir calorifique selon que l'énergie est calculée à partir de la quantité de matière ou de la masse de combustible. Ces énergies s'interprètent au niveau microscopique par la rupture et la formation de nouvelles liaisons chimiques.
L'énergie molaire de combustion
L'énergie molaire de combustion avec la quantité de matière de combustible consommé permettent de calculer l'énergie libérée.
Énergie molaire de combustion
L'énergie molaire de combustion E_m d'une espèce chimique est l'énergie libérée par la combustion d'une mole de cette espèce chimique. Elle s'exprime en J·mol-1.
L'énergie molaire de combustion du propane en valeur absolue est 2{,}028 \times 10^6 \text{ J$\cdot$mol}^{-1}.
Calcul de l'énergie libérée à partir de l'énergie molaire de combustion
L'énergie libérée par une combustion peut être calculée à partir de la quantité de matière du combustible et son énergie molaire de combustion :
E_{(\text{J})} = n_{(\text{mol})} \times E_{m(\text{J$\cdot$mol}^{–1})}
L'énergie libérée par la combustion de 2,0 mol de propane en valeur absolue est :
E =n \times E_{m}
E =2{,}0 \times 2{,}028.10^6
E =4{,}056 \times 10^{6} \text{ J}
Le pouvoir calorifique massique d'un combustible
Le pouvoir calorifique avec la masse de combustible consommé permet de calculer l'énergie libérée.
Pouvoir calorifique
Le pouvoir calorifique PC d'un combustible est l'énergie libérée par la combustion d'un kilogramme de ce combustible. Il s'exprime donc en J·kg–1.
Le pouvoir calorifique de l'essence est de 47{,}3 \times 10^6 \text{ J$\cdot$kg}^{–1}.
Calcul de l'énergie libérée à partir du pouvoir calorifique d'un combustible
L'énergie libérée par une combustion peut être calculée à partir de la masse du combustible et de son pouvoir calorifique :
E_{(\text{J})} = m_{(\text{kg})} \times PC_{m(\text{J$\cdot$kg}^{–1})}
L'énergie libérée par la combustion de 10 kg d'essence est :
E = m \times PC
E = 10 \times 47{,}3.10^6
E = 4{,}7 \times 10^{8} \text{ J}
L'interprétation microscopique d'une combustion
L'interprétation microscopique d'une combustion est liée à la rupture et à la formation de liaisons. L'énergie de liaison, consommée ou libérée, permet de déterminer l'énergie molaire de combustion.
L'énergie de liaison
La formation et la rupture d'une liaison covalente nécessitent un transfert d'énergie.
Énergie de liaison
L'énergie de liaison est l'énergie microscopique d'interaction mise en jeu dans une liaison covalente. Elle dépend de la nature des liaisons :
- Elle est libérée si les liaisons se forment. Elle est alors comptée négativement dans un bilan d'énergie.
- Elle est consommée si les liaisons se rompent. Elle est alors comptée positivement dans un bilan d'énergie.
Le tableau ci-dessous donne une valeur approximative de l'énergie de liaison pour certaines liaisons simples et doubles :
| Liaison |
Énergie de liaison (kJ·mol–1) |
|
| C–H | 410 |
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| C–C | 350 |
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| C–O | 350 |
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| C=O* | 730 |
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| O=O | 502 |
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| O–H | –465 |
|
*Dans la molécule de \ce{CO2} l'énergie de la liaison C=O n'a pas la même valeur, elle vaut environ 798 kJ.mol-1.
La détermination de l'énergie molaire de combustion
L'énergie molaire de combustion peut être déterminée par différence entre les énergies de rupture et de formation des liaisons lors de la combustion.
L'énergie libérée par la combustion d'une espèce chimique a pour origine la modification des structures moléculaires.
La rupture des liaisons des réactifs consomme de l'énergie, mais la formation des nouvelles liaisons dans les produits en libère davantage.
Lors de la combustion du propane, des liaisons doivent être rompues et d'autres formées.
L'équation de combustion du propane est :
\ce{C3H8_{(g)}} +5 \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 3 \ce{CO2_{(g)}} + 4 \ce{H2O_{(g)}}
D'après son équation, on a :
- Les liaisons à rompre pour consommer les réactifs sont : 2 \ce{C-C}, 8 \ce{C-H} et 5 \ce{O=O} ;
- Les liaisons à établir pour former les produits sont : 6 \ce{C=O}, 8 \ce{H-O}.
En ajoutant les énergies de rupture des liaisons 2 \ce{C-C}, 8 \ce{C-H} et5 \ce{O=O} ainsi que les énergies de formation des liaisons 6 \ce{C=O}, 8 \ce{H-O} on obtiendra l'énergie molaire de la réaction de combustion.
L'énergie molaire de combustion d'une espèce chimique peut être calculée à partir des énergies de liaison.
On modélise la combustion par un mécanisme à deux étapes :
- dans la première étape, toutes les liaisons covalentes des réactifs sont rompues, ce qui donne un état intermédiaire, et fictif, de plus haute énergie dans lequel tous les atomes sont isolés ;
- dans la seconde étape, ces atomes isolés forment les liaisons covalentes nécessaires à la formation des produits. Cet état correspond à une énergie plus faible du système et est donc plus stable.
L'énergie molaire de combustion est alors égale à la différence entre l'énergie absorbée lors de la rupture des liaisons covalentes des réactifs et l'énergie libérée lors de la formation des liaisons covalentes des produits :
E_{m, \text{ combustion}} = E_{\text{rupture}} - E_{\text{formation}}
L'énergie molaire de combustion du propane est donc :
E_{m, \text{ combustion}} = E_{\text{rupture}} - E_{\text{formation}}
E_{m, \text{ combustion}} = 2 \times E_{r (\text{C-C)}} + 8 \times E_{r (\text{C-H})} + 5 \times E_{r (\text{O=O)}} - (6 \times E_{f (\text{C=O)}} + 8 \times E_{f \text{(H-O)}})
E_{m, \text{ combustion}} = (2 \times 345 + 8 \times 410 + 5 \times 502) - (6 \times 798 + 8 \times 465)
E_{m, \text{ combustion}} =- \text{ 2 028 kJ.mol}^{-1}
Une réaction de combustion est exothermique car l'énergie nécessaire à la formation des liaisons est plus grande, en valeur absolue, que celle nécessaire à la rupture des liaisons.
On a, en valeur absolue :
\left\| E_{\text{formation}} \right\| \gt \left\| E_{\text{rupture}} \right\|
D'où :
E_{m, \text{ combustion}} = E_{\text{ rupture}} - E_{\text{formation}} \lt 0 \text{ J}
L'énergie molaire de combustion du propane, E_{m, \text{ combustion}} = \text{–2 028 kJ.mol}^{-1}, est bien négative.
Les énergies de combustion (rupture de liaisons covalentes) sont 10 à 100 fois plus importantes que les énergies de changement d'état (rupture de liaisons intermoléculaires).
Les enjeux sociétaux liés aux combustions
Les principaux enjeux sociétaux liés aux combustions sont la réduction des émission de dioxyde de carbone et la lutte contre la raréfaction des combustibles fossiles.
La réduction des émissions de dioxyde de carbone
Les combustions des hydrocarbures émettent du dioxyde de carbone dans l'atmosphère qui est un gaz à effet de serre. C'est pourquoi les taux d'émissions en dioxyde de carbone doivent être encadrés et limités.
Les voitures sont classées en fonction de leur taux d'émission en dioxyde de carbone en grammes par kilomètre (g·km–1). Ce taux peut être déterminé à partir de l'équation de réaction et d'un bilan de matière.
Une voiture consomme 7,0 L aux 100 km. Son moteur à essence est le siège d'une combustion que l'on peut modéliser par l'équation de réaction suivante :
\ce{C8H18_{(g)}} + \dfrac{25}{2} \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 8 \ce{CO2_{(g)}} + 9 \ce{H2O_{(g)}}
L'équation de cette réaction et les données suivantes permettent de calculer son taux d'émission en dioxyde de carbone en grammes par kilomètre (g·km–1).
| Espèce chimique | Masse volumique | Masse molaire |
| Essence (modélisée par l'octane, \ce{C8H18}) | \rho_E= 750 \text{ g$\cdot$L}^{–1} | M_E= 114{,}0 \text{ g$\cdot$mol}^{–1} |
| Dioxyde de carbone | - | M_{\ce{CO2}}= 44{,}0 \text{ g$\cdot$mol}^{–1} |
Le volume d'essence consommé étant de 7,0 L aux 100 km, la quantité de matière d'essence consommée sur 100 km est :
n_E = \dfrac{\rho_E \times V_E}{M_E}
n_E = \dfrac{750 \times 7{,}0}{114{,}0}
n_E = 46 \text{ mol}
D'après l'équation de la réaction, la quantité de matière de dioxyde de carbone formée est :
\dfrac{n_{\text{CO}_2}}{8} = \dfrac{n_{E}}{1}
Ainsi, on obtient :
n_{CO_2} = 8 \times n_{E}
n_{CO_2} = 8 \times 46
n_{CO_2} = 368 \text{ mol}
Soit une masse de dioxyde de carbone émise, pour 100 km :
m_{\ce{CO2}} = n_{\ce{CO2}} × M_{\ce{CO2}}
m_{\ce{CO2}} =368 \times 44{,}0
m_{\ce{CO2}} =1{,}62 \times 10^4 \text{ g}
D'où un taux d'émission de dioxyde de carbone de 162 g·km–1.
La raréfaction des combustibles fossiles
Les ressources d'énergies fossiles encore exploitables dans le monde sont faibles et leur extraction est de plus en plus coûteuse sur les plans économique et écologique.
Au rythme de consommation actuel, les ressources d'énergies fossiles encore exploitables dans le monde sont dérisoires.
Aussi, leur extraction est de plus en plus coûteuse économiquement et pour l'environnement.
Il est donc urgent de développer et d'étendre l'exploitation des ressources d'énergie renouvelables, qui est pour l'instant trop faible.
- On estime la durée de vie des réserves mondiales en pétrole et en gaz naturel à quelques décennies, et un peu plus pour le charbon. L'exploitation des derniers gisements présente des risques pour l'environnement (pétrole de schiste, réserve naturelle en Antarctique, etc.).
- En 2017, le taux d'exploitation de ressources renouvelables a été estimé à 20 % dans le monde et à 33 % en Europe.