Ethalpie molaire de combustion des combustibles ou chaleur molaire de combustion des combustibles Tutoriel de chimie
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Chaleur molaire de combustion (enthalpie molaire de combustion) de quelques substances courantes utilisées comme combustibles
Les hydrocarbures, comme les alcanes, et les alcools, comme les alcanols, peuvent être utilisés comme combustibles.
Lorsqu’un alcane subit une combustion complète dans un excès d’oxygène gazeux, les produits de la réaction sont le dioxyde de carbone (CO2(g)) et l’eau (H2O(g) qui se condense en H2O(l) à température et pression ambiantes).
alcane + excès d’oxygène gazeux → dioxyde de carbone gazeux + vapeur d’eau
La chaleur molaire de combustion de l’alcane (enthalpie molaire de combustion de l’alcane) est la quantité d’énergie thermique libérée lorsque 1 mole de l’alcane brûle dans un excès d’oxygène gazeux.
Lorsqu’un alcanol subit une combustion complète dans un excès d’oxygène gazeux, les produits de la réaction sont le dioxyde de carbone (CO2(g)) et l’eau (H2O(g) qui se condense en H2O(l) à température et pression ambiantes).
alcanol + excès d’oxygène gazeux → dioxyde de carbone gazeux + vapeur d’eau
La chaleur molaire de combustion de l’alcanol (enthalpie molaire de combustion de l’alcanol) est la quantité d’énergie thermique libérée lorsque 1 mole de l’alcanol brûle dans un excès d’oxygène gazeux.
Pour déterminer la chaleur molaire de combustion, nous devons pouvoir déterminer combien de moles de la substance ont été consommées dans la réaction de combustion, donc la substance doit être une substance pure1.
La chaleur molaire de combustion (enthalpie molaire de combustion) de certains alcanes et alcools courants utilisés comme combustibles est présentée dans le tableau ci-dessous en unités de kilojoules par mole (kJ mol-1)2.
Notez que les équations chimiques représentant chacune des réactions de combustion sont équilibrées de façon à utiliser 1 mole de la substance brûlée, le combustible.
La réaction de combustion se produit dans un excès de gaz oxygène, l’excès de O2(g), donc il est tout à fait OK d’utiliser des fractions de O2(g) pour équilibrer l’équation parce que nous sommes vraiment seulement intéressés par l’énergie libérée par mole du carburant, pas par mole de gaz oxygène.
| Substance (combustible) |
Chaleur molaire de combustion (kJ mol-1) |
Réaction de combustion | ΔHréaction (kJ mol-…1) |
|---|---|---|---|
| méthane | 890 | CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) | ΔH = -890 |
| éthane | 1560 | C2H6(g) + 7/2O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) | ΔH = -1560 |
| propane | 2220 | C3H8(g) + 5O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) | ΔH = -2220 |
| butane | 2874 | C4H10(g) + 13/2O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l) | ΔH = -2874 |
| octane | 5460 | C8H18(g) + 25/2O2(g) → 8CO2(g) + 9H2O(l) | ΔH = -5460 |
| méthanol (alcool méthylique) |
726 | CH3OH(l) + 3/2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(l) | ΔH = -.726 |
| éthanol (alcool éthylique) |
1368 | C2H5OH(l) + 3O2(g) → 2CO2(g) + 3H2O(l) | ΔH = -1368 |
| propan-1-ol (1-propanol) |
2021 | C3H7OH(l) + 9/2O2(g) → 3CO2(g) + 4H2O(l) | ΔH = -2021 |
| butan-1-ol (1-butanol) |
2671 | C4H9OH(l) + 6O2(g) → 4CO2(g) + 5H2O(l) | ΔH = -2671 |
D’après le tableau, nous voyons qu’une mole de gaz méthane, CH4(g), subit une combustion complète dans un excès de gaz oxygène libérant 890 kJ de chaleur.
La chaleur molaire de combustion du gaz méthane est donnée dans le tableau comme une valeur positive, 890 kJ mol-1.
La variation d’enthalpie pour la combustion du gaz méthane est donnée dans le tableau comme une valeur négative, ΔH = -890 kJ mol-1, car la réaction produit de l’énergie (c’est une réaction exothermique).
On pourrait écrire une équation chimique pour représenter la combustion d’une mole de gaz méthane comme:
CH4(g) + 2O2(g) → CO2(g) + 2H2O(g) ΔH = -890 kJ mol-1
Mais quelle quantité d’énergie est libérée si 2 moles de méthane subissent une combustion complète ?
Lorsque nous écrivons une équation chimique pour cette réaction, nous devons multiplier chaque terme par deux ( × 2)y compris la valeur de ΔH :
2 × CH4(g) + 2 × 2O2(g) → 2 × CO2(g) + 2 × 2H2O(g) ΔH = 2 × -890 kJ mol-1
2CH4(g) + 4O2(g) → 2CO2(g) + 4H2O(g) ΔH = -1780 kJ mol-1
2 moles de méthane brûleraient complètement pour libérer 2 × 890 = 1780 kJ de chaleur.
De même, si nous n’avons qu’une demi-mole de méthane qui subit une combustion complète, nous devons multiplier chaque terme de l’équation chimique, y compris la valeur de ΔH, par ½ comme le montrent les équations chimiques ci-dessous :
½ × CH4(g) + ½ × 2O2(g) → ½ × CO2(g) + ½ × 2H2O(g) ΔH = ½ × -890 kJ mol-1
½CH4(g) + O2(g) → ½CO2(g) + H2O(g) ΔH = -445 kJ mol-1
½ mole de méthane brûlerait pour libérer ½ × 890 = 445 kJ de chaleur.
En général, la quantité d’énergie thermique libérée par la combustion de n moles de combustible est égale à la valeur de la chaleur molaire de combustion du combustible multipliée par les moles de combustible brûlé
chaleur libérée (kJ) = n (mol) × enthalpie molaire de combustion (kJ mol-1)
(Voir le tutoriel Calculs de changement d’enthalpie pour une réaction chimique pour plus d’exemples de ces types de calculs)
Dans cette section, nous avons regardé comment utiliser les tables de valeurs pour l’enthalpie molaire de combustion de substances pures pour calculer la quantité d’énergie thermique qui serait libérée lors de la combustion de quantités connues de la substance dans un excès de gaz d’oxygène.
Mais d’où viennent ces valeurs ?
Les valeurs d’enthalpie molaire de combustion peuvent être déterminées à l’aide d’expériences de laboratoire.
Dans la prochaine section, nous discuterons d’une expérience que vous pourriez faire pour déterminer la chaleur molaire de combustion d’un alcool.
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