I) La réaction chimique.
1) Combustion du carbone dans le dioxygène.
2) Combustion du méthane.
3) Equilibre d'une réaction chimique.
4) Exercices.
Exercice N°1:
Exercice N°2
II) Conservation de la quantité de matière, des charges et des éléments.
1) Conservation de la quantité de matière.
2) Conservation des charges.
III) Problèmes.
A) L'eau de javel.
B) Bilan molaire.
IV) Identifier les produits de la combustion complète d’un hydrocarbure :
1) Identifier les produits de la combustion complète d’un hydrocarbure :
2) La combustion d’un hydrocarbure est-elle toujours complète ?
V) Combustion d’un hydrocarbure : quels aspects énergétiques ?
1) Calcul de l’énergie fournie lors d’une réaction de combustion:
2) Energie Thermique de combustion :
3) Calcul de la quantité de CO₂ émis lors d’une réaction de combustion:

La combustion du carbone dans le dioxygène produit du dioxyde de carbone. On écrit :

Carbone + Dioxygène → Dioxyde de carbone
La ligne précédente est appelée équation chimique. Par convention, on symbolise une réaction chimique par une flèche. On appelle « réactifs » les composés qui interviennent dans la réaction ( dans le cas ci-dessus les réactifs sont le carbone et le dioxygène) et on appelle « produits » les composés formés après la réaction.
Écrivons l’équation chimique précédente à l’aide des formules moléculaires.
Carbone   C  
Dioxygène   O₂  
Dioxyde de carbone   CO₂  

  C   +   O₂   → CO₂

* Schéma réalisé avec le logiciel Avogadro qui est un logiciel gratuit que l’on trouve sur internet.

La combustion du méthane s’effectue dans le dioxygène et dégage du dioxyde de carbone et de l’eau.
Méthane    +    Dioxygène     →     Dioxyde de carbone     +     Eau

* Schéma réalisé avec le logiciel Avogadro qui est un logiciel gratuit que l’on trouve sur internet.

  CH₄ +      →      +   

Eléments	Réactifs	Produits
C
H
O

Peut-on dire qu’une molécule de méthane réagit avec une molécule de dioxygène pour donner une molécule de dioxyde de carbone et une molécule d’eau ? ouinon.

Pour équilibrer une réaction chimique, on compte le nombre d’atomes par espèce de part et d’autre de la flèche.   CH₄   +   O₂   →   CO₂   +   H₂O  

Atomes	Réactifs	→	Produits	Bilan
C	1	→	1	C'est équilibré
H	4	→	2	Il manque 2 H dans les produits

Les coefficients stœchiométriques ne sont donc pas systématiquement égaux à 1. Il faudra donc modifier certains coefficients pour que la réaction soit totale. On dit qu’il faut équilibrer la réaction.
Il faut donc que le nombre d’atomes d’hydrogène soit le double dans les produits, seule solution : On met un coefficient 2 devant H₂O (On obtient donc 2 molécules d’eau.)

L’équation provisoire est :
  CH₄   +   O₂   →   CO₂   +   2 H₂O  

Atomes	Réactifs	→	Produits	Bilan
O	2	→	4	Il manque 2 O dans les réactifs

Il faut doubler le nombre d’atomes d’oxygène dans les réactifs. Pour cela, on met un coefficient 2 devant O₂ dans les réactifs. (On obtient alors 2 molécules de dioxygène ) On obtient de ce fait le même nombre d’atomes de chaque espèce de part et d’autre de la flèche.
L’équation définitive devient alors :   CH₄   +   2 O₂   →   CO₂   +   2 H₂O  
Une molécule de méthane réagit avec deux molécules de dioxygène pour donner une molécule de dioxyde de carbone et deux molécules d’eau.

Conseil: regarde la vidéo ci-dessous de Paul Olivier.
Vidéo : Comment équilibrer une équation chimique : ( 5 min 56 )

H₂   +    O₂   →    H₂O  
HCl   +    Zn   →    H₂   +    ZnCl₂
Fe   +    H₂O   →    Fe₃O₄   +    H₂
CuO   +    Cu₂S   →    Cu   +    SO₂

Le premier est de l'oxygène O₂ dioxyde de carbone CO₂dihydrogène H₂ l'eau H₂O et le second du l'oxygène O₂ dioxyde de carbone CO₂dihydrogène H₂ l'eau H₂O.

C₃H₈   +       →       +  

Nous avons vu précédemment que les éléments se conservent, en effet dans une équation chimique équilibrée, on retrouve le même nombre d’atomes de chaque espèce avant et après la réaction.

Dans l'écriture d'une équation bilan d'une réaction chimique, les formules chimiques des réactifs et des produits représentent:
- à l'échelle atomique: les molécules ou les atomes en présence.
- à l'échelle humaine : les moles de molécules ou d'atomes des corps en réaction.

Après avoir équilibré la réaction suivante, compléter le tableau. Toutes les cases doivent contenir une valeur. On fera donc apparaitre le coefficient stoechiométrique 1 si nécessaire, alors qu'on ne le ferait pas sur une copie...
On donne M(C) = 12 g/mol ; M(H) = 1 g/mol ; M(O) = 16 g/mol.              
Les erreurs sont mises en évidence par la couleur rouge donnée à celles-ci...

Equation bilan à équilibrer	CH4	+	O2	→	CO2	+	H2O
Nombre de moles
Masse en g.
Masse totale en g.

Lors d'une réaction chimique, il y a conservation de la masse. Dans l'équation bilan, la somme des masses des moles de réactifs est égale à la somme des masses des moles de produits de la réaction.

Fe   +   Cu²⁺   →   Fe²⁺   +   Cu
Cu   +    Ag⁺   →   Cu²⁺   +   Ag
Zn   +   H₃O⁺   →   Zn²⁺   +   H₂ +   H₂O

Au cours d’une réaction chimique, la somme des charges des réactifs et égale à la somme des charges des produits.

Conseil: regarde la vidéo ci-dessous de e-profs.
Vidéo : Equilibrer une équation chimique : ( 7 min 34 )

A) Le produit actif de l’eau de Javel est l’hypochlorite de sodium, de formule NaClO.       

1) Donner le nom des éléments présents dans ce composé. Citez les noms dans l'ordre d'apparition dans la molécule, écrire les noms en minuscule. Attention à l'orthographe et aux accents...              
Les erreurs sont mises en évidence par la couleur rouge donnée à celles-ci...

Atomes	Noms

HCl   +   NaClO   →   H₂O   +   NaCl +   Cl₂

Le gaz dangereux est le de formule .

Soit la réaction dont l’équation bilan s’écrit :   C   +   2 PbO   →   2 Pb   +   CO₂   .
Compléter les phrases : Toutes les cases doivent contenir une valeur...              
Les erreurs sont mises en évidence par la couleur rouge donnée à celles-ci...

Si 1 mole de C réagit avec moles de PbO, il se forme moles de Pb et moles de CO₂.

Si mole de C réagit avec 0,5 moles de PbO, il se forme moles de Pb et moles de CO₂.

Si mole de C réagit avec moles de PbO, il se forme 4 moles de Pb et moles de CO₂.

Le gaz naturel et le pétrole forment les ressources naturelles d’hydrocarbures. Aujourd’hui, la plus grande partie des hydrocarbures distribués par les producteurs est brûlée dans le dioxygène de l’air pour produire de la chaleur. L’énergie thermique issue de la combustion des hydrocarbures est utilisée pour fabriquer de l’électricité, actionner les moteurs des véhicules ou chauffer les bâtiments.

Conseil: regarde la vidéo ci-dessous de Profponsonnet.
Vidéo : Les réactions de combustion : ( 4 min 00 )

Les hydrocarbures sont des composés organiques ne contenant que les éléments hydrogène et carbone.
Rappels : Le carbone est tétravalent et l’hydrogène monovalent.

La plupart des hydrocarbures utilisés comme combustibles appartiennent à la famille des alcanes.

Les alcanes ne comportent que des liaisons covalentes simples. La formule brute générale des alcanes est :

C_nH_2n+2

La terminaison de leur nom est toujours « ane » précédé d’un préfixe.

Nombre de carbones	Préfixe	Nom	Formule brute	Formule semi-développée
1	méth	méthane	CH4
2	éth	éthane	C2H6
3	prop	propane	C3H8
4	but	butane	C4H10
5	pent	pentane	C5H12
6	hex	hexane	C6H14
7	hept	heptane	C7H16
8	oct	octane	C8H18
9	non	nonane	C9H20
10	déc	décane	C10H22
20	éicos	éicosane	C20H24

La chaîne carbonée des alcanes n’est pas toujours linéaire. En effet à partir du butane, la chaîne peut se ramifier. Dans ce cas la formule brute est toujours la même, seule la structure diffère.



Le butane et le méthylpropane sont des isomères.

Observons le tableau suivant qui donne la constitution chimique des combustibles et des carburants usuels :

Combustible ou carburant	État à température et pression ordinaires	Constituants chimiques	Formule chimique brute
Gaz de ville	Gazeux	Mélange essentiellement de méthane et un peu d’éthane	CH4 C2H6
Gaz stockés en bouteille ou en cuve	Gazeux mais liquide en bouteille ou en cuve	Propane Butane	C3H8 C4H10
Essence (SP 95 ou 98)	Liquide	Mélange d’heptane et d’octane principalement	C7H16 C8H18
Gazole	Liquide	Mélange de plusieurs constituants dont le dodécane	C12H26

Le monoxyde de carbone (CO) est un gaz incolore, inodore, toxique et potentiellement mortel qui résulte d’une combustion incomplète, et ce quel que soit le combustible utilisé : bois, butane, charbon, essence, fuel, gaz naturel, pétrole, propane. Il diffuse très vite dans l’environnement. Chaque année, ce gaz toxique est responsable d’une centaine de décès en France.
Au cours de la période de chauffe 2016-2017, 1 041 épisodes d’intoxication au CO survenus par accident et impliquant 35 540 personnes ont été signalés au système de surveillance de Santé publique France.
Des gestes simples contribuent pourtant à réduire les risques.
Pourtant, certains symptômes annonciateurs d’une intoxication au monoxyde de carbone existent. Maux de têtes, nausées et vomissements sont notamment les premiers signes qui doivent alerter. Bien identifiés, ils permettent de réagir rapidement et d’éviter le pire.
A l’approche du froid, de simples mesures de prévention et une bonne connaissance des symptômes peuvent aider à éviter ces accidents. C’est pourquoi, l’Institut national de prévention et d’éducation pour la santé (Inpes) poursuit son action d’information sur les gestes à adopter pour prévenir une intoxication au CO et sur les réflexes à avoir en cas d’apparition des symptômes.
A disposition de tous, un dépliant rappelant les consignes d’entretien et les situations à risque est téléchargeable sur le site:
https://solidarites-sante.gouv.fr/IMG/pdf/depliant_monoxyde_de_carbone.pdf
Pourquoi est-ce si dangereux ?
Le CO est un gaz invisible : incolore, inodore et non irritant qui se diffuse très vite dans l’environnement. Après avoir été respiré, il se fixe sur les globules rouges à la place de l’oxygène et peut s’avérer mortel en moins d’une heure. En cas d’intoxication grave (chronique ou aiguë), les personnes gardent parfois des séquelles à vie : migraines chroniques ou bien maladies neurologiques invalidantes (troubles de la coordination motrice, paralysies de toutes formes). Ces intoxications sont suspectées de perturber le développement cérébral des enfants et notamment leur fonctionnement intellectuel.

b) Les réactions qui forment le monoxyde de carbone :

Dans un excès de dioxygène :

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2 H₂O

La combustion du méthane est complète. Si l'arrivée d'air (oxygène) est suffisante, le gaz est bien brûlé ; la flamme est bleue, il ne se forme alors que de la vapeur d'eau et du dioxyde de carbone.



Lorsque le dioxygène fait fortement défaut :

CH₄ + O₂ → C + 2 H₂O

Il se forme sur les récipients des résidus noirs de carbone. S'il n'y a pas assez de dioxygène, la combustion est alors incomplète, la flamme est très orange. Le gaz est mal brûlé, il reste du carbone (noir de fumée) et il peut se former en plus du monoxyde de carbone (gaz très toxique).



Lorsque le dioxygène fait défaut :

CH₄ + 1,5O₂ → CO + 2 H₂O

Il se forme du monoxyde de carbone qui est un gaz incolore et inodore extrêmement toxique car il se combine avec le fer de l’hémoglobine du sang de manière irréversible.

Le méthane étant lui-même un gaz incolore et inodore, les producteurs de gaz lui ont ajouté un gaz odorant afin de détecter les éventuelles fuites. Dans les mines, les « coups de grisou » étaient difficiles à prévenir, le grisou n’étant en fait que du méthane.

La combustion est donc une réaction chimique au cours de laquelle les réactifs disparaissent pour laisser apparaître de nouveaux corps, les produits de la réaction. Certaines réactions chimiques sont exothermiques, c’est à dire qu’elles produisent de la chaleur. (Dans une réaction chimique exothermique, l'énergie dégagée par la formation de liaisons dans les produits est supérieure à l'énergie requise pour briser les liaisons dans les réactifs. Le contraire d’une réaction exothermique est une réaction endothermique, la température baisse au cours d’une telle réaction.)

Il est possible de calculer la quantité d’énergie fournie lors d’une réaction chimique exothermique. Le tableau suivant indique la quantité d’énergie correspondant à la destruction ou à la fabrication de certaines liaisons.

	(kJ/mole)		(kJ/mole)
H-H	432	C=O	799
O=O	494	C-C	347
O-H	460	C=C	611
C-H	410	C=C (aromatic)	519
C-O	360	N=O	623

Exemple 1: 2H₂ + O₂ → 2H₂O

H₂: Destruction de 2 liaisons H-H     2 x 432 kJ = 864 kJ.
O₂: Destruction de la double liaison O=O     1 x 494 kj = 494 kJ.
H₂O: Formation de 4 liaisons O-H     4 x 460 kJ = 1 840 kJ.

Chaleur = (Energie de destruction - énergie de formation) = (864 + 494) - 1 840 = - 482 kJ (La valeur négative indique que la réaction produit de la chaleur, qu’elle est donc exothermique.).

Exemple 2: CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

Calculer la quantité d'énergie fournie : Ecrire les quantités d'énergie dans l'ordre d'apparition.
             
Les erreurs sont mises en évidence par la couleur rouge donnée à celles-ci...

CH₄: Destruction de liaisons C-H     x 410 = kJ.
O₂: Destruction de liaisons O=O     x 494 = kJ.
CO₂: Destruction de liaisons C=O     x 799 = kJ.
H₂O: Destruction de liaisons O-H     x 460 = kJ.

Chaleur = ( + ) - ( + ) = - = kJ.

La combustion du carbone ou des hydrocarbures libère une énergie Thermique E (en joule) qui est proportionnelle à la masse m de carbone ou d’hydrocarbure (en kilogramme). Le coefficient de proportionnalité est appelé pouvoir calorifique PC (ou chaleur de combustion) (en J/kg). Il dépend de l’hydrocarbure comme l’indique le tableau ci-dessous.

Hydrocarbure	PC (en MJ/kg)
Méthane CH4	50,0
Ethane C2H6	47,8
Propane C3H8	46,4
Butane C4H10	45,8
Essence	47,3
Gazole	44,8
Bois	15
Charbon	Entre 15 et 27

L’énergie thermique pour une masse m de combustible se calcule : E = m.PC E en J, m en kg et PC en J/kg

Le dioxyde de carbone émis lors des réactions de combustion est l’un des principaux gaz à effet de serre. Ces gaz bloquent et réfléchissent le rayonnement thermique infrarouge.


Une voiture dont la consommation d’essence est de 7 L pour 100 km libère du CO₂ dans l’atmosphère. On veut déterminer la masse de CO₂ produite par km afin de déduire la classe énergétique de la voiture. On suppose que l’essence utilisée est de l’octane. La masse volumique de l’essence est ρ_essence = 750 g/L.
On sait que M(H) = 1 g/mol, M(C) = 12 g/mol et M(O) = 16 g/mol.
Le tableau de classification énergétique est le suivant :

a) Déterminer la quantité de matière de combustible consommée par km. Pour cela on calcule:
             
Les erreurs sont mises en évidence par la couleur rouge donnée à celles-ci...

- Le volume d’essence pour 1 km sera de

━━━━━━

= L.

- La masse d'essence correspondante sera de x 750 = g.

- la masse molaire moléculaire de l'octane sera M(C₈H₁₈) = ( x ) + ( x ) = + = g/mol.
Ecrire sous la forme (Nombre d'atomes x Masse molaire atomique), dans l'ordre d'apparition des atomes.

- la quantité de matière (nombre de moles) sera alors (Arrondir au centième) :

Mol de C8H18	1
Masse de C8H18 (en g)

b) Ecrire l’équation équilibrée de la combustion de l’octane dans le dioxygène et c) compléter l'égalité de formation du CO₂.
             
Les erreurs sont mises en évidence par la couleur rouge donnée à celles-ci...

C₈H₁₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

1 mole d'octane produit mole de CO₂ donc moles d'octane produit moles de dioxyde de carbone.

d) Calculer la masse de CO₂ produite pour 1 km et e) indiquer la classe énergétique de la voiture.
             
Les erreurs sont mises en évidence par la couleur rouge donnée à celles-ci...

- La masse molaire moléculaire du dioxyde de carbone sera M(CO₂) = = ( x ) + ( x ) = + = g/mol.
Ecrire sous la forme (Nombre d'atomes x Masse molaire atomique), dans l'ordre d'apparition des atomes.

- la masse de CO₂ produite sera alors (Arrondir au centième) :

Mol de CO2	1
Masse de CO2 (en g)

La classe énergétique de la voiture est .