La Combustion du Butane

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. Équation de la réaction de combustion du butane

La réaction chimique de combustion complète du butane en présence de dioxygène est :

\[ 2 \text{C}_4\text{H}_{10} + 13 \text{O}_2 \rightarrow 8 \text{CO}_2 + 10 \text{H}_2\text{O} \]

2. Calcul des masses molaires:

  • Masse molaire du butane (C\(_4\)H\(_{10}\)) :

\[ M(\text{C}_4\text{H}_{10}) = 4 \times 12 \text{ (masse atomique du carbone)} + 10 \times 1 \text{ (masse atomique de l’hydrogène)} \] \[ M(\text{C}_4\text{H}_{10}) = 58 \text{ g/mol} \]

  • Masse molaire de l’oxygène (O\(_2\)) :

\[ M(\text{O}_2) = 2 \times 16 \text{ (masse atomique de l’oxygène)} \] \[ M(\text{O}_2) = 32 \text{ g/mol} \]

  • Masse molaire du dioxyde de carbone (CO\(_2\)) :

\[ M(\text{CO}_2) = 12 \text{ (masse atomique du carbone)} + 2 \times 16 \text{ (masse atomique de l’oxygène)} \] \[ M(\text{CO}_2) = 44 \text{ g/mol} \]

  • Masse molaire de l’eau (H\(_2\)O) :

\[ M(\text{H}_2\text{O}) = 2 \times 1 \text{ (masse atomique de l’hydrogène)} + 16 \text{ (masse atomique de l’oxygène)} \] \[ M(\text{H}_2\text{O}) = 18 \text{ g/mol} \]

3. Quantité de matière de butane

Si on brûle 58 grammes de butane, la quantité de matière (n) de butane utilisée est :

\[ n(\text{C}_4\text{H}_{10}) = \frac{m(\text{C}_4\text{H}_{10})}{M(\text{C}_4\text{H}_{10})} \] \[ n(\text{C}_4\text{H}_{10}) = \frac{58 \text{ g}}{58 \text{ g/mol}} \] \[ n(\text{C}_4\text{H}_{10}) = 1 \text{ mol} \]

4. Quantités de réactifs et produits

D’après l’équation équilibrée :

  • 2 moles de butane (C₄H₁₀) réagissent avec 13 moles de dioxygène (O₂) pour produire 8 moles de dioxyde de carbone (CO₂) et 10 moles d’eau (H₂O).
  • Pour 1 mole de butane (C₄H₁₀), les quantités de dioxygène, de dioxyde de carbone et d’eau sont :

\[ n(\text{O}_2) = \frac{13}{2} \times 1 \text{ mol} = 6.5 \text{ mol} \]

\[ n(\text{CO}_2) = \frac{8}{2} \times 1 \text{ mol} = 4 \text{ mol} \]

\[ n(\text{H}_2\text{O}) = \frac{10}{2} \times 1 \text{ mol} = 5 \text{ mol} \]

5. Masses des produits formés

  • Masse de dioxyde de carbone (CO\(_2\)) formée :

\[ m(\text{CO}_2) = n(\text{CO}_2) \times M(\text{CO}_2) \] \[ m(\text{CO}_2) = 4 \text{ mol} \times 44 \text{ g/mol} \] \[ m(\text{CO}_2) = 176 \text{ g} \]

  • Masse de l’eau (H\(_2\)O) formée :

\[ m(\text{H}_2\text{O}) = n(\text{H}_2\text{O}) \times M(\text{H}_2\text{O}) \] \[ m(\text{H}_2\text{O}) = 5 \text{ mol} \times 18 \text{ g/mol} \] \[ m(\text{H}_2\text{O}) = 90 \text{ g} \]

La Combustion du Butane

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