Ecrire la formule d'une réaction de combustion Exercice

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Dernière modification : 17/12/2018 - Conforme au programme 2018-2019

Quelle est la bonne écriture de la réaction de combustion du méthanol (\ce{CH3OH_{(l)}}) ?

2\ce{CH3OH_{(l)}} + 3\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 4\ce{H2O_{(g)}} + 2\ce{CO2_{(g)}}

2\ce{CH3OH_{(l)}} + 2\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 3\ce{H2O_{(g)}} + 2\ce{CO2_{(g)}}

2\ce{CH3OH_{(l)}} + 2\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 4\ce{H2O_{(g)}} + 2\ce{CO2_{(g)}}

2\ce{CH3OH_{(l)}} + 3\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 3\ce{H2O_{(g)}} + 2\ce{CO2_{(g)}}

Les réactions de combustion sont en fait systématiquement des réactions d'oxydation violentes par le dioxygène (le comburant). Le combustible joue donc tout le temps le rôle de réducteur.

Les réactions de combustion sont des réactions d'oxydoréduction particulières dans le sens où si le combustible n'est composé que de \ce{C}, \ce{O} et \ce{H}, les produits seront systématiquement \ce{H2O_{(g)}} et \ce{CO2_{(g)}} tandis que l'oxydant est toujours \ce{O2_{(g)}}.
On ne cherche donc pas à établir les demi-équations des couples mis en jeu mais directement à établir l'équation de réaction. Sans équilibrer les coefficients, cela donne :

\ce{CH3OH_{(l)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} \ce{H2O_{(g)}} + \ce{CO2_{(g)}}

On équilibre alors en priorité les atomes qui ne sont présents que dans un seul réactif ou un seul produit (C et H) :

\ce{CH3OH_{(l)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 2\ce{H2O_{(g)}} + \ce{CO2_{(g)}}

En faisant le total des atomes d'oxygène parmi les produits (4), on en déduit que le coefficient à indiquer devant le réactif dioxygène serait de 1,5 pour que l'on ait bien 1 + 3 = 4 \ce{O} de ce côté aussi.
On multiplie tous les coefficients stoechiométriques par deux.
L'équation de combustion s'écrit donc :

2\ce{CH3OH_{(l)}} + 3\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 4\ce{H2O_{(g)}} + 2\ce{CO2_{(g)}}

Quelle est la réaction de combustion de l'éthanol (\ce{C2H5OH_{(l)}}) ?

\ce{C2H5O_{(l)}} + 3\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 3\ce{H2O_{(g)}} + 2\ce{CO2_{(g)}}

\ce{C2H5OH_{(l)}} + 3\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 3\ce{H2O_{(g)}} + 2\ce{CO2_{(g)}}

\ce{C2H5OH_{(l)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} \ce{H2O_{(g)}} + \ce{CO2_{(g)}}

\ce{C2H5OH_{(l)}} + 3\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 3\ce{H2O_{(l)}} + 2\ce{CO2_{(g)}}

Quelle est la réaction de combustion du butanol (\ce{C4H9OH_{(l)}}) ?

\ce{C4H9OH_{(l)}} + 6{,}5\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 5\ce{H2O_{(g)}} + 4\ce{CO2_{(g)}}

\ce{C2H5OH_{(l)}} + 3\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 3\ce{H2O_{(g)}} + 2\ce{CO2_{(g)}}

\ce{C4H9O_{(l)}} + 6\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 5\ce{H2O_{(g)}} + 4\ce{CO2_{(g)}}

\ce{C4H10O_{(l)}} + 6\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 5\ce{H2O_{(g)}} + 4\ce{CO2_{(g)}}

Quelle est la réaction de combustion du pentanol (\ce{C5H11OH_{(l)}}) ?

2\ce{C5H11OH_{(l)}} + 7\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 6\ce{H2O_{(g)}} + 5\ce{CO2_{(g)}}

\ce{C5H11OH_{(l)}} + 7{,}5\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 6\ce{H2O_{(g)}} + 5\ce{CO2_{(g)}}

\ce{C5H11OH_{(l)}} + 15\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 12\ce{H2O_{(g)}} + 10\ce{CO2_{(g)}}

2\ce{C5H11OH_{(l)}} + 15\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 12\ce{H2O_{(g)}} + 10\ce{CO2_{(g)}}

Quelle est la réaction de combustion du butane (\ce{C4H10_{(g)}}) ?

2\ce{C4H10_{(l)}} + 13\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 10\ce{H2O_{(l)}} + 8\ce{CO2_{(g)}}

2\ce{C4H10_{(g)}} + 13\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 10\ce{H2O_{(g)}} + 8\ce{CO2_{(g)}}

\ce{C4H10_{(g)}} + 6{,}5\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 5\ce{H2O_{(g)}} + 4\ce{CO2_{(g)}}

\ce{C4H10O_{(l)}} + 6\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 5\ce{H2O_{(g)}} + 4\ce{CO2_{(g)}}

Quelle est la réaction de combustion du méthane (\ce{CH4_{(g)}}) ?

\ce{CH4_{(l)}} + 2\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 2\ce{H2O_{(l)}} + \ce{CO2_{(g)}}

2\ce{CH4_{(g)}} + 3\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 4\ce{H2O_{(g)}} + 4\ce{CO2_{(g)}}

\ce{CH3OH_{(l)}} + 2\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 2\ce{H2O_{(g)}} + \ce{CO2_{(g)}}

\ce{CH4_{(g)}} + 2\ce{O2_{(g)}} \ce{->} 2\ce{H2O_{(g)}} + \ce{CO2_{(g)}}