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title: "L’énergie des réactions : combustion et énergies de liaison"
book: "La chimie à l’école — Années 1 à 12"
subject: chemistry
language: fr
chapter: 37
exercises: 15
source: https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/37-lenergie-des-reactions-combustion-et-energies-de-liaison
license: CC-BY-NC-SA-4.0
credit: "One Chemistry Book, One Course (one-course.com)"
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# Chapitre 37 — L’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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/6-les-transformations-sans-retour#def-g5-irreversible-changes-chemical-change) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel) peut-il en fournir ?

**Rappel.**

Lors d’une [combustion complète](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/14-la-combustion-combustibles-produits-et-gaz-a-effet-de-serre#def-g8-combustion-and-fuels-complete), un [combustible](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel) formé de carbone et d’hydrogène [brûle](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) dans le dioxygène en donnant du dioxyde de carbone et de l’eau ([Chapitre 14](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/14-la-combustion-combustibles-produits-et-gaz-a-effet-de-serre#ch-g8-combustion-and-fuels)). Une [liaison covalente](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-covalent-bond) est un doublet d’[électrons](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/16-a-linterieur-de-latome#def-g9-inside-the-atom-nucleus) mis en commun ; le [schéma de Lewis](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lewis-structure) d’une [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) montre toutes ses liaisons ([Chapitre 24](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#ch-g10-lewis-and-shape)). La [quantité de matière](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) se compte en [moles](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) ([Chapitre 25](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#ch-g10-the-mole)).

![Une chaufferette : une réaction, à l’intérieur de la poche, libère de la chaleur.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-reaction-energy/img-ede8647d25d6.jpg)

*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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) sont [exothermiques](#def-g11-reaction-energy-exothermic), tout comme la lente réaction de la poudre de fer avec le dioxygène de l’[air](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air) dans une chaufferette. La dissolution du nitrate d’ammonium dans l’eau, utilisée dans les poches de froid, est [endothermique](#def-g11-reaction-energy-exothermic) ; 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.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-reaction-energy/fig-f0bf62a27931.svg)

*Diagrammes énergétiques. Dans une réaction [exothermique](#def-g11-reaction-energy-exothermic), les produits possèdent moins d’énergie que les [réactifs](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reactant), et la différence est libérée ; dans une réaction [endothermique](#def-g11-reaction-energy-exothermic), 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel) est l’énergie libérée par la [combustion complète](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/14-la-combustion-combustibles-produits-et-gaz-a-effet-de-serre#def-g8-combustion-and-fuels-complete) d’une [mole](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) de ce [combustible](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel), en $\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$, l’eau formée étant liquide.

**Proposition 37.4 (Énergie libérée par nnn moles).**

La [combustion complète](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/14-la-combustion-combustibles-produits-et-gaz-a-effet-de-serre#def-g8-combustion-and-fuels-complete) d’une quantité $n$ de [combustible](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel) libère l’énergie $Q = n \times E_c$. Pour le méthane, $E_c = 890.7\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$ : la [combustion](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) de $1.00\,\mathrm{mol}$ ($16.0\,\mathrm{g}$) de méthane libère environ $891\,\mathrm{kJ}$.

**Démonstration.** Chaque [mole](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) de [combustible](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel) brûlée libère $E_c$ ; $n$ [moles](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) libèrent $n$ fois plus. ∎

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

On pèse une lampe à [alcool](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/33-groupes-caracteristiques-et-familles#def-g11-functional-groups-alcohol) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air), la canette et la lampe, et une partie de l’éthanol [brûle](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) 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.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-reaction-energy/fig-5303effeae00.svg)

*Mesurer l’énergie fournie par un [combustible](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel) : une lampe à [alcool](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/33-groupes-caracteristiques-et-familles#def-g11-functional-groups-alcohol) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-covalent-bond) est l’énergie nécessaire pour rompre une [mole](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) de telles liaisons, les [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) et les [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) étant à l’état gazeux. Les tables donnent des valeurs moyennes, mesurées sur de nombreuses [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule), 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](#def-g11-reaction-energy-bond-energy) 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.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-reaction-energy/fig-7c21e52df8af.svg)

*La [combustion](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) du méthane décomposée en deux étapes imaginaires, avec les [énergies de liaison](#def-g11-reaction-energy-bond-energy) moyennes : rupture de toutes les liaisons, puis formation des nouvelles. L’estimation, $-682\,\mathrm{kJ}$ par [mole](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) de méthane, correspond à une réaction [exothermique](#def-g11-reaction-energy-exothermic).*

**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](#def-g11-reaction-energy-exothermic).

**Démonstration.** On imagine la réaction en deux étapes : toutes les liaisons des [réactifs](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reactant) sont rompues, ce qui coûte la première somme et laisse des [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule). ∎

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

1. Écrire l’ [équation ajustée](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/13-conservation-de-la-masse-et-equations-ajustees#def-g8-balanced-equations-equation) et le [schéma de Lewis](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lewis-structure) de chaque [molécule](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) .
2. Compter les liaisons de chaque type rompues dans les [réactifs](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reactant) et formées dans les produits, en tenant compte des coefficients.
3. Additionner les [énergies des liaisons](#def-g11-reaction-energy-bond-energy) rompues, puis soustraire celles des liaisons formées.
4. Conclure : un résultat négatif signifie une réaction [exothermique](#def-g11-reaction-energy-exothermic) .

**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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) de réaction : la réaction est [exothermique](#def-g11-reaction-energy-exothermic).

**Remarque 37.10 (Estimation et mesure).**

L’énergie mesurée libérée par la [combustion](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) d’une [mole](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) 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](#def-g11-reaction-energy-bond-energy) moyennes ne sont que des moyennes. La méthode des [énergies de liaison](#def-g11-reaction-energy-bond-energy) 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.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-reaction-energy/fig-24bc0f258deb.svg)

*Énergie libérée par la [combustion complète](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/14-la-combustion-combustibles-produits-et-gaz-a-effet-de-serre#def-g8-combustion-and-fuels-complete) d’un kilogramme de cinq [combustibles](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel) (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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) d’une [mole](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) de méthane libère $890.7\,\mathrm{kJ}$ et une [mole](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) 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.](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-reaction-energy/img-0d305d894882.jpg)

*Un bus dans une station de dihydrogène : son [combustible](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel) ne rejette que de l’eau.*

**Sécurité.**

![](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-reaction-energy/fig-1664a80a99b8.svg)

![](https://one-course.com/images/onecourse/chapters/chemistry-1/g11-reaction-energy/fig-0df833fa40ae.svg)

L’éthanol est très inflammable et irritant pour les yeux. Une lampe à [alcool](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/33-groupes-caracteristiques-et-familles#def-g11-functional-groups-alcohol) 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](#def-g11-reaction-energy-exothermic) ou [endothermique](#def-g11-reaction-energy-exothermic) : du bois qui [brûle](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) ; 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 de Exercice 37.1.**

Bois qui [brûle](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) : [exothermique](#def-g11-reaction-energy-exothermic). Glace qui fond : [endothermique](#def-g11-reaction-energy-exothermic) (elle prend de la chaleur au milieu extérieur, bien que ce ne soit pas une [réaction chimique](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reaction)). Poche de froid : [endothermique](#def-g11-reaction-energy-exothermic). Chaufferette : [exothermique](#def-g11-reaction-energy-exothermic). Fabrication du sucre à la lumière : [endothermique](#def-g11-reaction-energy-exothermic) (l’énergie vient de la lumière).

**Exercice 37.2 ★.**

Quelle énergie la [combustion complète](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/14-la-combustion-combustibles-produits-et-gaz-a-effet-de-serre#def-g8-combustion-and-fuels-complete) de $3.0\,\mathrm{mol}$ de méthane libère-t-elle ?

**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](#def-g11-reaction-energy-exothermic), qui possède le plus d’énergie, les [réactifs](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reactant) ou les produits ? Où va la différence ?

**Solution de Exercice 37.3.**

Les [réactifs](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/12-les-reactions-chimiques-reactifs-et-produits#def-g7-chemical-reactions-reactant). La différence est cédée au milieu extérieur, principalement sous forme de chaleur.

**Exercice 37.4 ★.**

Quelle énergie la [combustion complète](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/14-la-combustion-combustibles-produits-et-gaz-a-effet-de-serre#def-g8-combustion-and-fuels-complete) de $100\,\mathrm{g}$ d’éthanol libère-t-elle ?

**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](#def-g11-reaction-energy-bond-energy) ? Pourquoi rompre une liaison coûte-t-il toujours de l’énergie ?

**Solution de Exercice 37.5.**

C’est l’énergie nécessaire pour rompre une [mole](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) de ces liaisons, les [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) et les [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) étant gazeux. Le doublet mis en commun maintient les deux [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) 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](#def-g11-reaction-energy-bond-energy), l’énergie de la réaction $\ce{2H2 + O2 -> 2H2O}$, toutes les espèces étant gazeuses. Est-elle [exothermique](#def-g11-reaction-energy-exothermic) ?

**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](#def-g11-reaction-energy-exothermic).

**Exercice 37.7 ★★.**

Estimer l’énergie de la [combustion](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) de l’éthanol, $\ce{C2H5OH + 3O2 ->
2CO2 + 3H2O}$, à l’aide des [énergies de liaison](#def-g11-reaction-energy-bond-energy) (dessiner d’abord le [schéma de Lewis](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lewis-structure) de l’éthanol), et comparer avec la valeur mesurée, $1367.6\,\mathrm{kJ}/\mathrm{mol}$.

**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 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 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel) selon leur énergie par kilogramme. Quelle masse de dihydrogène fournit la même énergie que $1.0\,\mathrm{kg}$ d’octane ?

**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](#def-g11-reaction-energy-exothermic) ou [endothermique](#def-g11-reaction-energy-exothermic) ?

**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](#def-g11-reaction-energy-exothermic).

**Exercice 37.12 ★★★.**

Lors d’une expérience avec une lampe à [alcool](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/33-groupes-caracteristiques-et-familles#def-g11-functional-groups-alcohol), $250\,\mathrm{g}$ 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 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/4-lair-un-melange-de-gaz#def-g4-air-a-mixture-of-gases-air), chaleur qui réchauffe la canette et le support, [combustion incomplète](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/14-la-combustion-combustibles-produits-et-gaz-a-effet-de-serre#def-g8-combustion-and-fuels-complete) (suie), éthanol qui s’évapore sans [brûler](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning).

**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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) et calculer la masse de dioxyde de carbone que chacun libère par mégajoule. Comparer avec le méthane, $49.4\,\mathrm{g}$.

**Solution de Exercice 37.13.**

$\ce{2C8H18 + 25O2 -> 16CO2 + 18H2O}$ : 8 [moles](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) 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](#def-g11-reaction-energy-bond-energy) est inférieure à l’énergie libérée mesurée. En donner les raisons, et expliquer pourquoi l’estimation reste utile.

**Solution de Exercice 37.14.**

La table donne des [énergies de liaison](#def-g11-reaction-energy-bond-energy) 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](#def-g11-reaction-energy-exothermic)) 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 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](#def-g11-reaction-energy-exothermic), il faut donc fournir de l’énergie. La [combustion](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel) pour ses bus : le méthane (gaz naturel), l’éthanol, l’octane (pour l’essence) et le dihydrogène. Les énergies libérées par la [combustion complète](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/14-la-combustion-combustibles-produits-et-gaz-a-effet-de-serre#def-g8-combustion-and-fuels-complete) d’une [mole](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-amount) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning).**

1. Écrire l’équation de la [combustion complète](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/14-la-combustion-combustibles-produits-et-gaz-a-effet-de-serre#def-g8-combustion-and-fuels-complete) du méthane.
2. De l’éthanol, $\ce{C2H6O}$ .
3. De l’octane, $\ce{C8H18}$ .
4. Du dihydrogène.
5. Quel [combustible](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel) ne libère pas de dioxyde de carbone ?

**Partie II — L’énergie par kilogramme.**

6. Calculer les [masses molaires](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/25-la-mole-et-la-masse-molaire#def-g10-the-mole-molar-mass) des quatre [combustibles](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel) .
7. Calculer l’énergie libérée par kilogramme pour chacun, en $\mathrm{MJ}/\mathrm{kg}$ .
8. Classer les [combustibles](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel) .
9. 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](#def-g11-reaction-energy-bond-energy).**

10. Dessiner les [schémas de Lewis](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/24-schemas-de-lewis-et-geometrie-des-molecules#def-g10-lewis-and-shape-lewis-structure) des [molécules](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-molecule) de la [combustion](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) du méthane, et compter les liaisons rompues et formées.
11. Calculer l’énergie nécessaire pour rompre les liaisons.
12. Calculer l’énergie libérée par la formation des nouvelles liaisons.
13. En déduire l’estimation de $E_r$ , et la comparer avec la valeur mesurée : quel écart relatif ?
14. Donner deux raisons de cet écart.

**Partie IV — Le dioxyde de carbone par mégajoule.**

15. Quelle quantité de méthane doit [brûler](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) pour libérer $1\,\mathrm{MJ}$ ?
16. Quelle masse de dioxyde de carbone libère-t-elle ?
17. Même question pour l’éthanol et l’octane.
18. Quel [combustible](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-fuel) carboné libère le moins de dioxyde de carbone pour une même énergie ? Pourquoi (comparer les nombres d’ [atomes](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) C et H) ?
19. Le dihydrogène ne libère aucun dioxyde de carbone en brûlant. De quoi dépend son véritable bénéfice pour le climat ?
20. Donner la réponse finale : quelle masse de dioxyde de carbone le méthane libère-t-il par mégajoule ?

**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](#def-g11-reaction-energy-bond-energy) 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](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) d’hydrogène par [atome](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/11-atomes-et-molecules#def-g7-atoms-and-molecules-atom) de carbone (4, contre 2.25 pour l’octane), et la [combustion](https://one-course.com/books/chemistry/1/fr/chapter/5-la-combustion-ce-dont-un-feu-a-besoin#def-g4-what-a-fire-needs-burning) 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.