Combustions et énergie molaire : cours de Première spécialité

Chauffer un logement, rouler en voiture thermique, produire de l'électricité dans une centrale : dans tous ces cas, on brûle quelque chose. Les programmes de Première citent les combustibles utilisés dans divers dispositifs de chauffage ou de production d'énergie électrique.³ Une grande part de l'énergie que nous utilisons provient d'ailleurs de combustions.¹

Dans ce cours, tu vas répondre à deux questions simples. Que faut-il pour qu'une combustion ait lieu ? Et surtout : combien d'énergie libère-t-elle ? La seconde question se traite avec un outil central, l'énergie molaire de combustion. À la fin, tu sauras calculer l'énergie libérée par une masse donnée de combustible, et estimer l'énergie d'une réaction à partir des liaisons chimiques.

Tu t'appuies sur des notions vues avant : la structure des molécules organiques (qui sont les hydrocarbures), les familles de composés et la synthèse organique avec son rendement. Tu auras aussi besoin de la quantité de matière, de la masse molaire et de l'écriture d'une équation de réaction avec ses coefficients stœchiométriques.

Une combustion est une transformation chimique rapide au cours de laquelle un combustible réagit avec un comburant en libérant de l'énergie. Le combustible est le corps qui brûle : méthane, propane, butane, essence, bois. Le comburant est le corps qui permet la combustion ; dans la vie courante, c'est le plus souvent le dioxygène de l'air.

Pourquoi faut-il une énergie d'amorçage ? Les combustions d'hydrocarbures courants se produisent à une température plus élevée que la température ambiante. Il faut donc apporter de l'énergie thermique pour les amorcer.¹ Un briquet, une allumette ou une étincelle jouent ce rôle. Un mélange de gaz et d'air reste calme dans une pièce à température ambiante, tant qu'aucune flamme ni étincelle n'intervient.

Une équation de réaction traduit la conservation des éléments chimiques : chaque élément se retrouve en même quantité à gauche et à droite. Pour une combustion complète d'un hydrocarbure, les produits sont le dioxyde de carbone et l'eau. Si le dioxygène manque, la combustion est incomplète et d'autres produits apparaissent, par exemple le monoxyde de carbone ; nous nous limitons ici à la combustion complète.

Toutes les combustions libèrent de l'énergie, mais pas autant les unes que les autres. Pour comparer des combustibles, on utilise une grandeur ramenée à une quantité de matière fixée : une mole de combustible. Pendant la réaction, l'énergie chimique contenue dans les espèces se transforme en d'autres formes d'énergie, notamment de l'énergie thermique.⁴

En pratique, les valeurs sont grandes : on les exprime souvent en $\text{kJ·mol}^{-1}$, avec $1\ \text{kJ} = 1000\ \text{J}$. Un combustible dont $E_{comb}$ est plus grande libère, pour une même quantité de matière brûlée, davantage d'énergie.

La capacité attendue dans le programme est de calculer l'énergie libérée sous forme d'énergie thermique par une combustion.¹ L'idée est une simple proportionnalité : si une mole libère $E_{comb}$, alors $n$ moles libèrent $n$ fois plus, à condition que la combustion soit complète. Comme on pèse un combustible plus souvent qu'on ne compte ses moles, il faut passer par la masse molaire $M$, qui permet de calculer la quantité de matière à partir de la masse.

Le programme demande d'estimer l'énergie molaire de réaction pour une réaction de combustion à l'aide des énergies des liaisons.³ Le principe est facile à retenir : lors d'une réaction, des liaisons sont rompues dans les réactifs, ce qui coûte de l'énergie, et d'autres sont formées dans les produits, ce qui en restitue. Si on en restitue plus qu'on n'en a dépensé, la réaction libère de l'énergie : c'est le cas d'une combustion.

Le programme propose aussi de mettre en œuvre une expérience pour estimer un pouvoir calorifique.³ Le principe courant est de brûler une masse connue de combustible sous un récipient d'eau, puis de relever l'élévation de température de l'eau. L'énergie thermique reçue par l'eau, calculable avec sa masse et sa variation de température, donne une estimation basse de l'énergie libérée : une partie de la chaleur s'échappe dans l'air.

Comparer deux combustibles demande de préciser la grandeur comparée. Par mole, on compare les valeurs de $E_{comb}$ directement. Par gramme, il faut diviser $E_{comb}$ par la masse molaire $M$ : un combustible dont les molécules sont très lourdes peut avoir une grande énergie molaire mais une énergie moindre par gramme. Pour un usage pratique, comme remplir un réservoir, c'est le plus souvent l'énergie par masse ou par volume qui compte.