Dans le dioxygène pur, une bûchette de charbon de masse m=24\ \text{g} va brûler entièrement pour former du dioxyde de carbone suivant l'équation :
\text{C}\ +\ \text{O}_2\ \rightarrow\ \text{CO}_2
Quelle est la masse de dioxyde de carbone formée ?
Données :
M(\text{C})=12\ \text{g.mol}^{-1}\\M(\text{CO}_2)=44\ \text{g.mol}^{-1}
L'équation de réaction indique qu'un atome de carbone réagit avec une molécule de dioxygène pour former une molécule de dioxyde de carbone. Puisque la bûchette est entièrement brûlée, la quantité de matière de dioxyde de carbone sera donc égale à la quantité de matière de carbone. En combinant les équations, on obtient :
n(\text{CO}_2)=n(\text{C})=\dfrac{m(\text{C})}{M(\text{C})}\\m(\text{CO}_2)=n(\text{CO}_2) \times M(\text{CO}_2)\\m(\text{CO}_2)=\dfrac{m(\text{C}) \times M(\text{CO}_2)}{M(\text{C})}\\m(\text{CO}_2)=\dfrac{24 \times 44}{12} = 88\ \text{g}
La combustion de la bûchette va donc produire 88 g de \text{CO}_2.
Le méthane est le plus simple des hydrocarbures.
La combustion du méthane est donnée par l'équation suivante :
\text{CH}_4\ +\ 2\ \text{O}_2\ \rightarrow\ \text{CO}_2\ +\ 2\ \text{H}_2\text{O}
Quelle masse de \text{CO}_2 est produite par la combustion de 1,00 g de méthane ?
Données :
M(\text{CH}_4)=16{,}0\ \text{g.mol}^{-1}\\M(\text{CO}_2)=44{,}0\ \text{g.mol}^{-1}
D'après l'équation de réaction, une molécule de méthane va produire une molécule de dioxyde de carbone.
On aura donc en combinant les équations :
n(\text{CO}_2)=n(\text{CH}_4)=\dfrac{m(\text{CH}_4)}{M(\text{CH}_4)}\\m(\text{CO}_2)=n(\text{CO}_2) \times M(\text{CO}_2)\\m(\text{CO}_2)=\dfrac{m(\text{CH}_4)}{M(\text{CH}_4)} \times M(\text{CO}_2)\\m(\text{CO}_2)=\dfrac{1{,}00}{16{,}0} \times 44{,}0=2{,}75 \text{g}
La combustion de 1,00 g de méthane produit donc 2,75 g de \text{CO}_2.
L'équation de combustion d'éthane est :
2\ \text{C}_2\text{H}_6\ +\ 7\ \text{O}_2\ \rightarrow\ 4\ \text{CO}_2\ +\ 6\ \text{H}_2\text{O}
Quelle masse de dioxyde de carbone sera produite lors de la combustion de 1{,}0\ \text{mol} d'éthane ?
Donnée :
M(\text{CO}_2)=44\ \text{g.mol}^{-1}
D'après l'équation bilan, il faut deux molécules d'éthane pour former quatre molécules de dioxyde de carbone. Il y aura donc 2 fois plus de molécules de dioxyde de carbone à la fin de la réaction par rapport au nombre de molécules d'éthane au début de la réaction.
On aura donc la relation :
n(\text{CO}_2)=2 \times n(\text{C}_2\text{H}_6)\\m(\text{CO}_2)=n(\text{CO}_2) \times M(\text{CO}_2)\\m(\text{CO}_2)=2 \times n(\text{C}_2\text{H}_6) \times M(\text{CO}_2)\\m(\text{CO}_2)=2 \times 1{,}0 \times 44 = 88\ \text{g}
La combustion d'une mole d'éthane produit donc 88 g de \text{CO}_2.
L'équation de combustion du propane est :
\text{C}_3\text{H}_8\ +\ 5\ \text{O}_2\ \rightarrow\ 3\ \text{CO}_2\ +\ 4\ \text{H}_2\text{O}
Quelle masse de dioxyde de carbone sera produite lors de la combustion de 1{,}00\ \text{mol} de propane ?
Donnée :
M(\text{CO}_2)=44{,}0\ \text{g.mol}^{-1}
D'après l'équation bilan, il faut une molécule de propane pour former trois molécules de dioxyde de carbone. Il y aura donc 3 fois plus de molécules de dioxyde de carbone à la fin de la réaction par rapport au nombre de molécules de propane au début de la réaction.
On aura donc la relation :
n(\text{CO}_2)=3 \times n(\text{C}_3\text{H}_8)\\m(\text{CO}_2)=n(\text{CO}_2) \times M(\text{CO}_2)\\m(\text{CO}_2)=3 \times n(\text{C}_3\text{H}_8) \times M(\text{CO}_2)\\m(\text{CO}_2)=3 \times 1{,}00 \times 44{,}0 = 132\ \text{g}
La combustion d'une mole de propane produit donc 132 g de \text{CO}_2.
L'équation de combustion du butane est :
2\ \text{C}_4\text{H}_1\text{O}\ +\ 13\ \text{O}_2\ \rightarrow\ 8\ \text{CO}_2\ +\ 10\ \text{H}_2\text{O}
Quelle masse de dioxyde de carbone sera produite lors de la combustion de 1{,}00\ \text{mol} de butane ?
Donnée :
M(\text{CO}_2)=44{,}0\ \text{g.mol}^{-1}
D'après l'équation bilan, il faut deux molécules de butane pour former huit molécules de dioxyde de carbone. Il y aura donc 4 fois plus de molécules de dioxyde de carbone à la fin de la réaction par rapport au nombre de molécules de butane au début de la réaction.
On aura donc la relation :
n(\text{CO}_2)=4 \times n(\text{C}_4\text{H}_{10})\\m(\text{CO}_2)=n(\text{CO}_2) \times M(\text{CO}_2)\\m(\text{CO}_2)=4 \times n(\text{C}_4\text{H}_{10}) \times M(\text{CO}_2)\\m(\text{CO}_2)=4 \times 1{,}00 \times 44{,}0 = 176\ \text{g}
La combustion d'une mole de butane produit donc 176 g de \text{CO}_2.