La Combustion du Butane

Comprendre La Combustion du Butane

La combustion est une réaction chimique importante, surtout lorsqu’elle concerne les combustibles utilisés pour chauffer nos maisons ou faire fonctionner nos appareils. Le butane est l’un de ces combustibles courants, souvent utilisé dans les briquets et les réchauds de camping. Cet exercice vous permettra de comprendre les principes de base de la combustion en utilisant le butane comme exemple.

Données :

Formule chimique du butane : C₄H₁₀
Formule chimique de l’oxygène : O₂
Formule chimique du dioxyde de carbone : CO₂
Formule chimique de l’eau : H₂O

Problème :

On brûle une certaine quantité de butane en présence de dioxygène. On veut déterminer les quantités de produits formés (CO₂ et H₂O) et de réactifs consommés (C₄H₁₀ et O₂).

1. Équation de la réaction de combustion du butane : La combustion complète du butane en présence d’oxygène produit du dioxyde de carbone et de l’eau. Écrivez l’équation chimique équilibrée pour cette réaction.

2. Calcul des masses molaires : Calculez les masses molaires du butane (C₄H₁₀), de l’oxygène (O₂), du dioxyde de carbone (CO₂) et de l’eau (H₂O).

3. Quantités de matière : Si on brûle 58 grammes de butane, calculez la quantité de matière en moles de butane utilisée.

4. Quantités de réactifs et produits : Utilisez l’équation équilibrée pour déterminer les quantités de dioxygène nécessaires et les quantités de dioxyde de carbone et d’eau formées.

5. Masses des produits formés : Calculez les masses de dioxyde de carbone et d’eau formées lors de la combustion de 58 grammes de butane.

Correction : La Combustion du Butane

1. Écriture de l’équation de la réaction de combustion

La combustion complète du butane (\(\mathrm{C_4H_{10}}\)) en présence de dioxygène (\(\mathrm{O_2}\)) produit du dioxyde de carbone (\(\mathrm{CO_2}\)) et de l’eau (\(\mathrm{H_2O}\)).

Forme non équilibrée :

\[ \mathrm{C_4H_{10} + O_2 \longrightarrow CO_2 + H_2O} \]

a) Équilibrage avec des coefficients fractionnaires

Pour équilibrer, on procède de la manière suivante :

Carbone :
- Le butane contient 4 atomes de carbone.
- Il faut donc former 4 molécules de CO₂.

\[ \mathrm{C_4H_{10} + O_2 \longrightarrow 4\, CO_2 + H_2O} \]

2. Hydrogène :

Le butane contient 10 atomes d’hydrogène.
Pour obtenir 10 atomes d’hydrogène avec H₂O (chaque molécule en contient 2), il faut 5 molécules d’eau.

\[ \mathrm{C_4H_{10} + O_2 \longrightarrow 4\, CO_2 + 5\, H_2O} \]

3. Oxygène :

À droite, on a :

Dans 4 \(\mathrm{CO_2}\) : \(4 \times 2 = 8\) atomes d’oxygène,
Dans 5 \(\mathrm{H_2O}\) : \(5 \times 1 = 5\) atomes d’oxygène,
Total : \(8 + 5 = 13\) atomes d’oxygène.

À gauche, l’oxygène apparaît sous forme de \(\mathrm{O_2}\), qui fournit 2 atomes par molécule. Pour obtenir 13 atomes, il faut \(\frac{13}{2}\) molécules de \(\mathrm{O_2}\).

\[ \mathrm{C_4H_{10} + \frac{13}{2}\, O_2 \longrightarrow 4\, CO_2 + 5\, H_2O} \]

b) Équation avec des coefficients entiers

On peut multiplier toute l’équation par 2 pour éliminer la fraction :

\[ \mathrm{2\, C_4H_{10} + 13\, O_2 \longrightarrow 8\, CO_2 + 10\, H_2O} \]

Nous retiendrons l’équation initiale avec 1 mole de butane pour la suite :

\[ \mathrm{C_4H_{10} + \frac{13}{2}\, O_2 \longrightarrow 4\, CO_2 + 5\, H_2O} \]

2. Calcul des masses molaires

Pour effectuer les calculs, nous utiliserons les masses atomiques approchées :

Carbone (C) : 12 g/mol
Hydrogène (H) : 1 g/mol
Oxygène (O) : 16 g/mol

a) Butane (\(\mathrm{C_4H_{10}}\))

\[ M(\mathrm{C_4H_{10}}) = 4 \times 12 + 10 \times 1 \] \[ M(\mathrm{C_4H_{10}}) = 48 + 10 \] \[ M(\mathrm{C_4H_{10}}) = 58\, \text{g/mol} \]

b) Dioxygène (\(\mathrm{O_2}\))

\[ M(\mathrm{O_2}) = 2 \times 16 \] \[ M(\mathrm{O_2}) = 32\, \text{g/mol} \]

c) Dioxyde de carbone (\(\mathrm{CO_2}\))

\[ M(\mathrm{CO_2}) = 12 + 2 \times 16 \] \[ M(\mathrm{CO_2}) = 12 + 32 \] \[ M(\mathrm{CO_2}) = 44\, \text{g/mol} \]

d) Eau (\(\mathrm{H_2O}\))

\[ M(\mathrm{H_2O}) = 2 \times 1 + 16 \] \[ M(\mathrm{H_2O}) = 2 + 16 \] \[ M(\mathrm{H_2O}) = 18\, \text{g/mol} \]

3. Quantité de matière de butane utilisée

On nous indique que l’on brûle 58 grammes de butane. La quantité de matière (nombre de moles) se calcule par la relation :

\[ n = \frac{m}{M} \]

où \( m \) est la masse et \( M \) la masse molaire.

Pour le butane :

\[ n(\mathrm{C_4H_{10}}) = \frac{58\, \text{g}}{58\, \text{g/mol}} \] \[ n(\mathrm{C_4H_{10}}) = 1\, \text{mole} \]

4. Quantités de réactifs consommés et de produits formés

En utilisant l’équation équilibrée (en partant de 1 mole de \(\mathrm{C_4H_{10}}\)) :

\[ \mathrm{C_4H_{10} + \frac{13}{2}\, O_2 \longrightarrow 4\, CO_2 + 5\, H_2O} \]

Les rapports stœchiométriques sont :

1 mole de \(\mathrm{C_4H_{10}}\) consomme \(\frac{13}{2} = 6,5\) moles de \(\mathrm{O_2}\).
1 mole de \(\mathrm{C_4H_{10}}\) produit 4 moles de \(\mathrm{CO_2}\).
1 mole de \(\mathrm{C_4H_{10}}\) produit 5 moles de \(\mathrm{H_2O}\).

Ainsi :

Quantité d’\(\mathrm{O_2}\) nécessaire : \(6,5\, \text{moles}\)
Quantité de \(\mathrm{CO_2}\) formée : \(4\, \text{moles}\)
Quantité de \(\mathrm{H_2O}\) formée : \(5\, \text{moles}\)

5. Calcul des masses des produits formés

a) Masse de dioxyde de carbone (\(\mathrm{CO_2}\))

On sait que 4 moles de \(\mathrm{CO_2}\) sont produites et que la masse molaire du \(\mathrm{CO_2}\) est de 44 g/mol.

\[ m(\mathrm{CO_2}) = n(\mathrm{CO_2}) \times M(\mathrm{CO_2}) \] \[ m(\mathrm{CO_2}) = 4 \times 44 \] \[ m(\mathrm{CO_2}) = 176\, \text{g} \]

b) Masse d’eau (\(\mathrm{H_2O}\))

Pour l’eau, 5 moles sont produites et la masse molaire est de 18 g/mol.

\[ m(\mathrm{H_2O}) = n(\mathrm{H_2O}) \times M(\mathrm{H_2O}) \] \[ m(\mathrm{H_2O}) = 5 \times 18 \] \[ m(\mathrm{H_2O}) = 90\, \text{g} \]

(Optionnel : Pour vérifier, on peut aussi calculer la masse d’oxygène consommée, même si l’énoncé demande surtout les produits.)

c) Masse de dioxygène (\(\mathrm{O_2}\)) consommée

\[ m(\mathrm{O_2}) = n(\mathrm{O_2}) \times M(\mathrm{O_2}) \] \[ m(\mathrm{O_2}) = 6,5 \times 32 \] \[ m(\mathrm{O_2}) = 208\, \text{g} \]

Conclusion

Pour la combustion complète de 58 grammes de butane (1 mole) :

Équation équilibrée :

\[ \mathrm{C_4H_{10} + \frac{13}{2}\, O_2 \longrightarrow 4\, CO_2 + 5\, H_2O} \]

Masses molaires :

C₄H₁₀ : 58 g/mol
O₂ : 32 g/mol
CO₂ : 44 g/mol
H₂O : 18 g/mol

Quantité de matière de butane : 1 mole

Quantités stœchiométriques :

O₂ consommé : 6,5 moles
CO₂ produit : 4 moles
H₂O produit : 5 moles

Masses des produits :

CO₂ : 176 g
H₂O : 90 g

Ainsi, la combustion de 58 g de butane consomme 208 g d’oxygène, produit 176 g de dioxyde de carbone et 90 g d’eau.

La Combustion du Butane

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