La chimie à l’école — Années 1 à 12 · Grades 1–12

37L’énergie des réactions : combustion et énergies de liaison

On brise l’opercule d’une chaufferette et, une minute plus tard, elle est trop chaude pour être tenue longtemps ; on presse une poche de froid instantané et elle refroidit une cheville foulée ; un bus de ville roule toute la journée au dihydrogène et ne laisse derrière lui que de la vapeur d’eau. Les transformations chimiques ne changent pas seulement des substances en d’autres : elles libèrent de l’énergie, ou en absorbent. D’où vient cette énergie, et combien un combustible peut-il en fournir ?

Rappel

Lors d’une combustion complète, un combustible formé de carbone et d’hydrogène brûle dans le dioxygène en donnant du dioxyde de carbone et de l’eau (Chapitre 14). Une liaison covalente est un doublet d’électrons mis en commun ; le schéma de Lewis d’une molécule montre toutes ses liaisons (Chapitre 24). La quantité de matière se compte en moles (Chapitre 25).

Une chaufferette : une réaction, à l’intérieur de la poche, libère de la chaleur.

37.1 Transformations exothermiques et endothermiques

Définition 37.1 (Exothermique, endothermique)

Une transformation est exothermique si elle cède de l’énergie au milieu extérieur, le plus souvent sous forme de chaleur : le milieu extérieur se réchauffe. Elle est endothermique si elle reçoit de l’énergie du milieu extérieur : celui-ci se refroidit, ou bien il faut chauffer pour que la transformation se poursuive.

Exemple 37.2 (Chaud et froid)

Les combustions sont exothermiques, tout comme la lente réaction de la poudre de fer avec le dioxygène de l’air dans une chaufferette. La dissolution du nitrate d’ammonium dans l’eau, utilisée dans les poches de froid, est endothermique ; la décomposition du calcaire en chaux vive et dioxyde de carbone l’est aussi, et elle n’a lieu que dans un four très chaud.

Diagrammes énergétiques. Dans une réaction exothermique, les produits possèdent moins d’énergie que les réactifs, et la différence est libérée ; dans une réaction endothermique, ils en possèdent plus, et il faut la fournir.

37.2 L’énergie libérée par une combustion

Définition 37.3 (Énergie molaire de combustion)

L’énergie molaire de combustion $E_c$ d’un combustible est l’énergie libérée par la combustion complète d’une mole de ce combustible, en $\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ , l’eau formée étant liquide.

Proposition 37.4 (Énergie libérée par $n$ moles)

La combustion complète d’une quantité $n$ de combustible libère l’énergie $Q = n \times E_c$ . Pour le méthane, $E_c = 890.7\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ : la combustion de $1.00\,\mathrm{mol}$ ( $16.0\,\mathrm{g}$ ) de méthane libère environ $891\,\mathrm{kJ}$ .

Démonstration. Chaque mole de combustible brûlée libère $E_c$ ; $n$ moles libèrent $n$ fois plus. ∎

Au laboratoire — Chauffer de l’eau avec une lampe à alcool

On pèse une lampe à alcool remplie d’éthanol, puis on l’allume sous une canette métallique contenant $200\,\mathrm{g}$ d’eau, dans laquelle plonge un thermomètre. Quand l’eau s’est réchauffée de $25\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ , on éteint la flamme et on pèse de nouveau la lampe : elle a perdu $1.50\,\mathrm{g}$ d’éthanol. L’énergie reçue par l’eau se calcule avec la formule de physique $Q = m\, c\, \Delta\theta$ , où $c = 4.18\,\mathrm{J}/(\mathrm{g}\,{}^{\circ}\mathrm{C})$ est la capacité thermique massique de l’eau. Elle est bien inférieure à l’énergie que l’éthanol pourrait libérer : une grande partie de la chaleur réchauffe l’air, la canette et la lampe, et une partie de l’éthanol brûle de façon incomplète.

Mesurer l’énergie fournie par un combustible : une lampe à alcool chauffe une canette d’eau dont on mesure l’élévation de température.

Exemple 37.5 (La lampe à alcool en chiffres)

L’eau a reçu $Q = 200 \times 4.18 \times 25 = 2.09 \times 10^{4}\,\mathrm{J}$ , soit $20.9\,\mathrm{kJ}$ . L’éthanol brûlé, $1.50\,\mathrm{g}$ , représente $1.50 / 46.0 = 0.0326\,\mathrm{mol}$ ; avec $E_c = 1367.6\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ , il pourrait libérer $0.0326 \times 1367.6 = 44.6\,\mathrm{kJ}$ . Seuls $20.9 / 44.6 \approx 47\,\%$ de cette énergie ont atteint l’eau.

37.3 Les énergies de liaison

Définition 37.6 (Énergie de liaison)

L’énergie de liaison d’une liaison covalente est l’énergie nécessaire pour rompre une mole de telles liaisons, les molécules et les atomes étant à l’état gazeux. Les tables donnent des valeurs moyennes, mesurées sur de nombreuses molécules, en $\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ .

liaison	$\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$	liaison	$\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$	liaison	$\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$
$\ce{H-H}$	436	$\ce{C-C}$	345	$\ce{O=O}$	498
$\ce{C-H}$	415	$\ce{C=C}$	611	$\ce{N#N}$	946
$\ce{N-H}$	390	$\ce{C-O}$	350	$\ce{Cl-Cl}$	243
$\ce{O-H}$	464	$\ce{C=O}$	741	$\ce{H-Cl}$	432

Énergies de liaison moyennes. Rompre une liaison coûte toujours de l’énergie ; la former restitue la même énergie.

La combustion du méthane décomposée en deux étapes imaginaires, avec les énergies de liaison moyennes : rupture de toutes les liaisons, puis formation des nouvelles. L’estimation, -682\, kJ par mole de méthane, correspond à une réaction exothermique. — La combustion du méthane décomposée en deux étapes imaginaires, avec les énergies de liaison moyennes : rupture de toutes les liaisons, puis formation des nouvelles. L’estimation, $-682\,\mathrm{kJ}$ par mole de méthane, correspond à une réaction exothermique.

Proposition 37.7 (Estimer une énergie de réaction)

Pour une réaction entre gaz, l’énergie reçue, $E_r$ (négative si de l’énergie est libérée), vaut approximativement

E_r \approx \sum E(\text{liaisons rompues}) - \sum E(\text{liaisons formées}) .

Si $E_r < 0$ , la formation des nouvelles liaisons libère plus d’énergie qu’il n’en faut pour rompre les anciennes : la réaction est exothermique.

Démonstration. On imagine la réaction en deux étapes : toutes les liaisons des réactifs sont rompues, ce qui coûte la première somme et laisse des atomes séparés ; puis les liaisons des produits se forment, ce qui restitue la seconde somme. Le résultat n’est qu’une estimation, car les tables donnent des moyennes sur de nombreuses molécules. ∎

Méthode 37.8 (Estimer une énergie de réaction à partir des énergies de liaison)

Écrire l’équation ajustée et le schéma de Lewis de chaque molécule.
Compter les liaisons de chaque type rompues dans les réactifs et formées dans les produits, en tenant compte des coefficients.
Additionner les énergies des liaisons rompues, puis soustraire celles des liaisons formées.
Conclure : un résultat négatif signifie une réaction exothermique.

Exemple 37.9 (Le dihydrogène et le dichlore)

Pour $\ce{H2 + Cl2 -> 2HCl}$ : une liaison $\ce{H-H}$ et une $\ce{Cl-Cl}$ rompues, $436 + 243 = 679\,\mathrm{kJ}$ ; deux $\ce{H-Cl}$ formées, $2 \times 432 = 864\,\mathrm{kJ}$ . Donc $E_r \approx 679 - 864 = -185\,\mathrm{kJ}$ par mole de réaction : la réaction est exothermique.

Remarque 37.10 (Estimation et mesure)

L’énergie mesurée libérée par la combustion d’une mole de méthane vaut $890.7\,\mathrm{kJ}$ , plus que l’estimation. Il y a trois raisons à cela : les liaisons $\ce{C=O}$ du dioxyde de carbone sont plus fortes que la liaison $\ce{C=O}$ moyenne de la table ; la valeur mesurée correspond à de l’eau liquide, et la condensation de la vapeur d’eau libère encore de l’énergie ; enfin, les énergies de liaison moyennes ne sont que des moyennes. La méthode des énergies de liaison donne le signe et l’ordre de grandeur, pas la valeur exacte.

37.4 Comparer les combustibles

Énergie libérée par la combustion complète d’un kilogramme de cinq combustibles (eau formée à l’état liquide). Le dihydrogène fournit de loin le plus d’énergie par kilogramme ; l’éthanol, déjà en partie « brûlé » (il contient de l’oxygène), le moins.

Exemple 37.11 (Le dioxyde de carbone par mégajoule)

La combustion d’une mole de méthane libère $890.7\,\mathrm{kJ}$ et une mole de dioxyde de carbone, soit $44.0\,\mathrm{g}$ . Pour un mégajoule, $1000\,\mathrm{kJ}$ , elle libère donc $44.0 \times 1000 / 890.7 = 49.4\,\mathrm{g}$ de dioxyde de carbone. L’éthanol, avec deux moles de dioxyde de carbone pour $1367.6\,\mathrm{kJ}$ , en libère $88.0 \times 1000 / 1367.6 = 64.3\,\mathrm{g}$ par mégajoule. Le dihydrogène n’en libère pas du tout : son seul produit est l’eau.

Un bus dans une station de dihydrogène : son combustible ne rejette que de l’eau.

Sécurité

L’éthanol est très inflammable et irritant pour les yeux. Une lampe à alcool se remplit loin de toute flamme, ne se remplit jamais à chaud, et n’est utilisée que par le professeur, sur un support résistant à la chaleur.

37.5 Exercices

Exercice 37.1 ★

Exothermique ou endothermique : du bois qui brûle ; de la glace qui fond ; une poche de froid que l’on presse ; une chaufferette qui chauffe ; une feuille verte qui fabrique du sucre à la lumière du soleil ?

Solution

Solution de Exercice 37.1.

Bois qui brûle : exothermique. Glace qui fond : endothermique (elle prend de la chaleur au milieu extérieur, bien que ce ne soit pas une réaction chimique). Poche de froid : endothermique. Chaufferette : exothermique. Fabrication du sucre à la lumière : endothermique (l’énergie vient de la lumière).

Exercice 37.2 ★

Quelle énergie la combustion complète de $3.0\,\mathrm{mol}$ de méthane libère-t-elle ?

Solution

Solution de Exercice 37.2.

$Q = 3.0 \times 890.7 = 2.7 \times 10^{3}\,\mathrm{kJ}$ , soit environ $2.7\,\mathrm{MJ}$ .

Exercice 37.3 ★

Sur le diagramme énergétique d’une réaction exothermique, qui possède le plus d’énergie, les réactifs ou les produits ? Où va la différence ?

Solution

Solution de Exercice 37.3.

Les réactifs. La différence est cédée au milieu extérieur, principalement sous forme de chaleur.

Exercice 37.4 ★

Quelle énergie la combustion complète de $100\,\mathrm{g}$ d’éthanol libère-t-elle ?

Solution

Solution de Exercice 37.4.

$n = 100 / 46.0 = 2.17\,\mathrm{mol}$ ; $Q = 2.17 \times 1367.6 = 2.97 \times 10^{3}\,\mathrm{kJ}$ , soit environ $3.0\,\mathrm{MJ}$ .

Exercice 37.5 ★

Qu’est-ce qu’une énergie de liaison ? Pourquoi rompre une liaison coûte-t-il toujours de l’énergie ?

Solution

Solution de Exercice 37.5.

C’est l’énergie nécessaire pour rompre une mole de ces liaisons, les molécules et les atomes étant gazeux. Le doublet mis en commun maintient les deux atomes liés : les écarter l’un de l’autre s’oppose à cette attraction, ce qui demande de l’énergie.

Exercice 37.6 ★★

Estimer, à l’aide des énergies de liaison, l’énergie de la réaction $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$ , toutes les espèces étant gazeuses. Est-elle exothermique ?

Solution

Solution de Exercice 37.6.

Rompues : $2 \times 436 + 498 = 1370\,\mathrm{kJ}$ ; formées : $4 \times 464 = 1856\,\mathrm{kJ}$ ; $E_r \approx 1370 - 1856 = -486\,\mathrm{kJ}$ : la réaction est exothermique.

Exercice 37.7 ★★

Estimer l’énergie de la combustion de l’éthanol, $\ce{C2H5OH + 3O2 -> 2CO2 + 3H2O}$ , à l’aide des énergies de liaison (dessiner d’abord le schéma de Lewis de l’éthanol), et comparer avec la valeur mesurée, $1367.6\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ .

Solution

Solution de Exercice 37.7.

L’éthanol $\ce{CH3-CH2-O-H}$ possède 5 liaisons $\ce{C-H}$ , 1 $\ce{C-C}$ , 1 $\ce{C-O}$ et 1 $\ce{O-H}$ . Rompues : $5 \times 415 + 345 + 350 + 464 + 3 \times 498 = 4728\,\mathrm{kJ}$ . Formées : $4 \times 741 + 6 \times 464 = 5748\,\mathrm{kJ}$ . $E_r \approx -1020\,\mathrm{kJ}$ , inférieure d’environ un quart, en valeur absolue, aux $1367.6\,\mathrm{kJ}$ mesurés.

Exercice 37.8 ★★

Calculer l’énergie libérée par kilogramme de propane ( $2219.2\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ ) et de méthane. Comparer avec le diagramme en barres.

Solution

Solution de Exercice 37.8.

Propane : $2219.2 / 0.0440 = 5.04 \times 10^{4}\,\mathrm{kJ}/\mathrm{kg} = 50.4\,\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ . Méthane : $890.7 / 0.0160 = 55.7\,\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ . Les deux valeurs sont celles du diagramme.

Exercice 37.9 ★★

Une cuisinière à gaz chauffe $1.50\,\mathrm{L}$ d’eau ( $1500\,\mathrm{g}$ ) de $15\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ à $100\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ . Quelle énergie l’eau reçoit-elle ? Quelle masse de méthane brûle-t-on si toute l’énergie atteint l’eau ? Si seule la moitié l’atteint ?

Solution

Solution de Exercice 37.9.

$Q = 1500 \times 4.18 \times 85 = 5.33 \times 10^{5}\,\mathrm{J} = 533\,\mathrm{kJ}$ ; $n = 533 / 890.7 = 0.598\,\mathrm{mol}$ , soit $0.598 \times 16.0 = 9.6\,\mathrm{g}$ de méthane ; si la moitié de l’énergie est perdue, $19\,\mathrm{g}$ .

Exercice 37.10 ★★

À l’aide du diagramme en barres, classer les combustibles selon leur énergie par kilogramme. Quelle masse de dihydrogène fournit la même énergie que $1.0\,\mathrm{kg}$ d’octane ?

Solution

Solution de Exercice 37.10.

Dihydrogène > méthane > propane > octane > éthanol. $48.0 / 142.9 = 0.34\,\mathrm{kg}$ de dihydrogène.

Exercice 37.11 ★★

Estimer l’énergie de la réaction $\ce{N2 + 3H2 -> 2NH3}$ , toutes les espèces étant gazeuses. Est-elle exothermique ou endothermique ?

Solution

Solution de Exercice 37.11.

Rompues : $946 + 3 \times 436 = 2254\,\mathrm{kJ}$ ; formées : $6 \times 390 = 2340\,\mathrm{kJ}$ ; $E_r \approx -86\,\mathrm{kJ}$ : la réaction est légèrement exothermique.

Exercice 37.12 ★★★

Lors d’une expérience avec une lampe à alcool, $250\,\mathrm{g}$ d’eau se réchauffent de $20\,{}^{\circ}\mathrm{C}$ pendant que $1.20\,\mathrm{g}$ d’éthanol brûlent. Calculer l’énergie reçue par l’eau, l’énergie que l’éthanol pourrait libérer, et le rendement du chauffage. Citer trois causes de pertes.

Solution

Solution de Exercice 37.12.

Eau : $250 \times 4.18 \times 20 = 2.09 \times 10^{4}\,\mathrm{J} = 20.9\,\mathrm{kJ}$ . Éthanol : $1.20 / 46.0 = 0.0261\,\mathrm{mol}$ , qui pourraient libérer $0.0261 \times 1367.6 = 35.7\,\mathrm{kJ}$ . Rendement $20.9 / 35.7 \approx 59\,\%$ . Pertes : chaleur emportée par l’air, chaleur qui réchauffe la canette et le support, combustion incomplète (suie), éthanol qui s’évapore sans brûler.

Exercice 37.13 ★★★

L’octane libère $5470\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ et le propane $2219.2\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ . Écrire leurs équations de combustion et calculer la masse de dioxyde de carbone que chacun libère par mégajoule. Comparer avec le méthane, $49.4\,\mathrm{g}$ .

Solution

Solution de Exercice 37.13.

$\ce{2C8H18 + 25O2 -> 16CO2 + 18H2O}$ : 8 moles de dioxyde de carbone, $352\,\mathrm{g}$ , pour $5470\,\mathrm{kJ}$ , donc $352 / 5.470 = 64.4\,\mathrm{g}$ par mégajoule. $\ce{C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O}$ : $132\,\mathrm{g}$ pour $2219.2\,\mathrm{kJ}$ , donc $59.5\,\mathrm{g}$ par mégajoule. Le méthane, avec $49.4\,\mathrm{g}$ , en libère le moins.

Exercice 37.14 ★★★

Pour le méthane comme pour l’éthanol, l’estimation par les énergies de liaison est inférieure à l’énergie libérée mesurée. En donner les raisons, et expliquer pourquoi l’estimation reste utile.

Solution

Solution de Exercice 37.14.

La table donne des énergies de liaison moyennes, alors que les liaisons $\ce{C=O}$ du dioxyde de carbone sont plus fortes que la moyenne ; les valeurs mesurées correspondent à de l’eau liquide, dont la condensation libère plus d’énergie que la réaction entre gaz ; et la méthode traite chaque liaison comme indépendante de ses voisines. L’estimation reste utile : elle donne le bon signe (exothermique) et le bon ordre de grandeur sans aucune mesure.

Exercice 37.15 ★★★

Estimer l’énergie de la réaction $\ce{2H2O -> 2H2 + O2}$ , toutes les espèces étant gazeuses. Pourquoi faut-il fournir de l’énergie (par exemple sous forme électrique) pour produire du dihydrogène à partir de l’eau ? Expliquer pourquoi on dit que le dihydrogène est un moyen de stocker l’énergie plutôt qu’une source d’énergie.

Solution

Solution de Exercice 37.15.

Rompues : $4 \times 464 = 1856\,\mathrm{kJ}$ ; formées : $2 \times 436 + 498 = 1370\,\mathrm{kJ}$ ; $E_r \approx +486\,\mathrm{kJ}$ : la réaction est endothermique, il faut donc fournir de l’énergie. La combustion ultérieure du dihydrogène restitue cette énergie : le dihydrogène stocke de l’énergie produite ailleurs, il n’en crée pas.

37.6 Problème : quel combustible pour le bus de la ville ?

Problème 37.1

Problème du week-end — méthane, éthanol, octane ou dihydrogène : lequel fournit le plus d’énergie par kilogramme, et combien de dioxyde de carbone par mégajoule ?

Une ville compare quatre combustibles pour ses bus : le méthane (gaz naturel), l’éthanol, l’octane (pour l’essence) et le dihydrogène. Les énergies libérées par la combustion complète d’une mole sont : méthane $890.7\,\mathrm{kJ}$ , éthanol $1367.6\,\mathrm{kJ}$ , octane $5470\,\mathrm{kJ}$ , dihydrogène $285.8\,\mathrm{kJ}$ , l’eau étant formée à l’état liquide.

Partie I — Équations de combustion.

Écrire l’équation de la combustion complète du méthane.
De l’éthanol, $\ce{C2H6O}$ .
De l’octane, $\ce{C8H18}$ .
Du dihydrogène.
Quel combustible ne libère pas de dioxyde de carbone ?

Partie II — L’énergie par kilogramme.

Calculer les masses molaires des quatre combustibles.
Calculer l’énergie libérée par kilogramme pour chacun, en $\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ .
Classer les combustibles.
Le dihydrogène l’emporte de loin. Pourquoi est-il pourtant difficile à embarquer dans un bus ? (Penser à son état à température ambiante.)

Partie III — Estimer avec les énergies de liaison.

Dessiner les schémas de Lewis des molécules de la combustion du méthane, et compter les liaisons rompues et formées.
Calculer l’énergie nécessaire pour rompre les liaisons.
Calculer l’énergie libérée par la formation des nouvelles liaisons.
En déduire l’estimation de $E_r$ , et la comparer avec la valeur mesurée : quel écart relatif ?
Donner deux raisons de cet écart.

Partie IV — Le dioxyde de carbone par mégajoule.

Quelle quantité de méthane doit brûler pour libérer $1\,\mathrm{MJ}$ ?
Quelle masse de dioxyde de carbone libère-t-elle ?
Même question pour l’éthanol et l’octane.
Quel combustible carboné libère le moins de dioxyde de carbone pour une même énergie ? Pourquoi (comparer les nombres d’atomes C et H) ?
Le dihydrogène ne libère aucun dioxyde de carbone en brûlant. De quoi dépend son véritable bénéfice pour le climat ?
Donner la réponse finale : quelle masse de dioxyde de carbone le méthane libère-t-il par mégajoule ?

Solution

Solution de Problème 37.1.

1. $\ce{CH4 + 2O2 -> CO2 + 2H2O}$ .

2. $\ce{C2H6O + 3O2 -> 2CO2 + 3H2O}$ .

3. $\ce{2C8H18 + 25O2 -> 16CO2 + 18H2O}$ .

4. $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$ .

5. Le dihydrogène.

6. $16.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $46.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $114.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ , $2.0\,\mathrm{g}/\mathrm{mol}$ .

7. En $\mathrm{kJ}$ par $\mathrm{kg}$ , puis en $\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ : méthane $890.7 / 0.0160$ , $55.7\,\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ ; éthanol $1367.6 / 0.0460$ , $29.7\,\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ ; octane $5470 / 0.1140$ , $48.0\,\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ ; dihydrogène $285.8 / 0.0020$ , $142.9\,\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ .

8. Dihydrogène > méthane > octane > éthanol.

9. Le dihydrogène est un gaz très léger : un kilogramme occupe un volume énorme à la pression ordinaire, et il faut donc le comprimer dans de lourds réservoirs à haute pression.

10. Méthane : 4 $\ce{C-H}$ ; dioxygène : 2 $\ce{O=O}$ rompues. Dioxyde de carbone : 2 $\ce{C=O}$ ; eau : $2 \times 2 = 4$ $\ce{O-H}$ formées.

11. $4 \times 415 + 2 \times 498 = 2656\,\mathrm{kJ}$ .

12. $2 \times 741 + 4 \times 464 = 3338\,\mathrm{kJ}$ .

13. $E_r \approx 2656 - 3338 = -682\,\mathrm{kJ}$ , contre $-890.7\,\mathrm{kJ}$ mesurés : environ $23\,\%$ de moins en valeur absolue.

14. Les énergies de liaison sont des moyennes (la liaison $\ce{C=O}$ du dioxyde de carbone est plus forte que la moyenne) ; l’eau est liquide dans la mesure, gazeuse dans l’estimation.

15. $1000 / 890.7 = 1.123\,\mathrm{mol}$ .

16. $1.123 \times 44.0 = 49.4\,\mathrm{g}$ .

17. Éthanol : $1000 / 1367.6 = 0.731\,\mathrm{mol}$ , qui donnent $1.462\,\mathrm{mol}$ de dioxyde de carbone, soit $64.3\,\mathrm{g}$ . Octane : $1000 / 5470 = 0.183\,\mathrm{mol}$ , qui donnent $1.463\,\mathrm{mol}$ , soit $64.4\,\mathrm{g}$ .

18. Le méthane : c’est lui qui possède le plus d’atomes d’hydrogène par atome de carbone (4, contre 2.25 pour l’octane), et la combustion de l’hydrogène fournit de l’énergie sans dioxyde de carbone.

19. De la façon dont le dihydrogène est produit : obtenu à partir de l’eau avec de l’électricité d’origine renouvelable, il ne libère presque pas de dioxyde de carbone ; produit à partir du méthane, il en libère à l’usine au lieu du pot d’échappement.

20. Le méthane libère environ $49\,\mathrm{g}$ de dioxyde de carbone par mégajoule.

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