Chapitre 8 | Première STI2D — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie
Dernière mise à jour : 21 octobre 2026
Exercices progressifs corrigés. Cherche chaque exercice avant de dérouler la correction.
Pour chaque combustion, identifier le combustible et le comburant :
Puis citer les trois éléments du triangle du feu et expliquer comment agit un extincteur qui étouffe les flammes.
1. Combustible : butane ; comburant : \(\text{O}_2\) de l'air. 2. Combustible : cire (paraffine) ; comburant : \(\text{O}_2\). 3. Combustible : méthane ; comburant : \(\text{O}_2\).
Triangle du feu : combustible, comburant, énergie d'activation. Un extincteur qui étouffe les flammes prive le feu de dioxygène (côté « comburant ») : la combustion s'arrête.
Pour chaque situation, dire si la combustion est complète ou incomplète, préciser la couleur attendue de la flamme et les produits formés :
1. Complète (dioxygène en excès), flamme bleue, produits : \(\text{CO}_2\) et \(\text{H}_2\text{O}\) uniquement.
2. Incomplète (dioxygène en défaut), flamme jaune, produits : \(\text{CO}_2\), \(\text{H}_2\text{O}\), plus du monoxyde de carbone \(\text{CO}\) (toxique) et du carbone \(\text{C}\) (suie).
Compléter le tableau : famille (alcane / alcène / alcool), formule brute, formule semi-développée.
1. Éthane — alcane — brute \(\text{C}_2\text{H}_6\) — semi-développée \(\text{CH}_3\text{-CH}_3\).
2. Éthène — alcène — brute \(\text{C}_2\text{H}_4\) — semi-développée \(\text{CH}_2\text{=CH}_2\) (double liaison C=C).
3. Méthanol — alcool — brute \(\text{CH}_4\text{O}\) — semi-développée \(\text{CH}_3\text{-OH}\) (groupe \(-\text{OH}\)).
Équilibrer la combustion complète dans le dioxygène de :
1. Carbone : \(2\,\text{CO}_2\). Hydrogène : \(6/2 = 3\,\text{H}_2\text{O}\). Oxygène à droite : \(2\times2 + 3 = 7\) → \(\dfrac{7}{2}\,\text{O}_2\). On double :
Vérif : C : 4 = 4 ; H : 12 = 12 ; O : 14 = 14.
2. Carbone : \(3\,\text{CO}_2\). Hydrogène : \(6/2 = 3\,\text{H}_2\text{O}\). Oxygène à droite : \(3\times2 + 3 = 9\) → \(\dfrac{9}{2}\,\text{O}_2\). On double :
Vérif : C : 6 = 6 ; H : 12 = 12 ; O : 18 = 18.
Le bioéthanol est de l'éthanol \(\text{C}_2\text{H}_6\text{O}\). (a) Rappeler pourquoi il faut tenir compte de l'oxygène du combustible. (b) Équilibrer sa combustion complète. (c) Écrire aussi la combustion complète du méthanol \(\text{CH}_4\text{O}\).
(a) L'alcool porte un groupe \(-\text{OH}\) : il apporte lui-même des atomes d'oxygène, qu'il faut compter à gauche dans le bilan des O.
(b) C : \(2\,\text{CO}_2\) ; H : \(6/2 = 3\,\text{H}_2\text{O}\). Oxygène à droite : \(2\times2 + 3 = 7\). À gauche l'éthanol apporte déjà 1 O, il faut donc \(7 - 1 = 6\) O du dioxygène, soit \(3\,\text{O}_2\) :
Vérif : C : 2 = 2 ; H : 6 = 6 ; O : \(1 + 6 = 7\) à gauche, \(4 + 3 = 7\) à droite.
(c) Méthanol : C : \(1\,\text{CO}_2\) ; H : \(4/2 = 2\,\text{H}_2\text{O}\). O à droite : \(2 + 2 = 4\). Le méthanol apporte 1 O, il faut \(3\) O du dioxygène, soit \(\dfrac{3}{2}\,\text{O}_2\). On double :
Vérif : C : 2 = 2 ; H : 8 = 8 ; O : \(2 + 6 = 8\) à gauche, \(4 + 4 = 8\) à droite.
Faute d'aération, un chauffage au propane \(\text{C}_3\text{H}_8\) réalise une combustion incomplète produisant du monoxyde de carbone \(\text{CO}\) et de l'eau. (a) Pourquoi cette combustion est-elle dangereuse ? (b) Équilibrer l'équation \(\text{C}_3\text{H}_8 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO} + \text{H}_2\text{O}\).
(a) Elle produit du monoxyde de carbone \(\text{CO}\), gaz inodore et incolore, toxique et mortel. Elle dégage aussi moins d'énergie et des imbrûlés.
(b) Carbone : \(3\,\text{CO}\). Hydrogène : \(8/2 = 4\,\text{H}_2\text{O}\). Oxygène à droite : \(3\times1 + 4\times1 = 7\) → \(\dfrac{7}{2}\,\text{O}_2\). On double :
Vérif : C : 6 = 6 ; H : 16 = 16 ; O : 14 = \(6 + 8 = 14\). On consomme moins de \(\text{O}_2\) que dans la combustion complète (qui en demandait 10), ce qui traduit le manque de comburant.
On brûle du méthane selon \(\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}\). On introduit \(n(\text{CH}_4) = 4{,}0\ \text{mol}\) et \(n(\text{O}_2) = 6{,}0\ \text{mol}\).
(a) Déterminer le réactif limitant. (b) Calculer la quantité de \(\text{CO}_2\) formée. (c) Quelle quantité du réactif en excès reste-t-il ?
(a) Rapports : \(\dfrac{n(\text{CH}_4)}{1} = \dfrac{4{,}0}{1} = 4{,}0\) ; \(\dfrac{n(\text{O}_2)}{2} = \dfrac{6{,}0}{2} = 3{,}0\). Le plus petit est \(3{,}0\) : le dioxygène est limitant.
(b) On raisonne sur \(\text{O}_2\) : \(2\,\text{O}_2 \rightarrow 1\,\text{CO}_2\), donc \(n(\text{CO}_2) = \dfrac{n(\text{O}_2)}{2} = \dfrac{6{,}0}{2} = 3{,}0\ \text{mol}\).
(c) Méthane consommé : \(1\,\text{CH}_4\) pour \(2\,\text{O}_2\), soit \(\dfrac{6{,}0}{2} = 3{,}0\ \text{mol}\). Il reste \(4{,}0 - 3{,}0 = 1{,}0\ \text{mol}\) de méthane.
Classer ces carburants en fossiles ou agrocarburants : gazole ; bioéthanol ; gaz naturel ; biodiesel d'huile de colza. Puis expliquer en quoi un agrocarburant est dit « renouvelable », et pourquoi son bilan environnemental doit malgré tout être nuancé.
Fossiles : gazole, gaz naturel. Agrocarburants : bioéthanol, biodiesel de colza.
Un agrocarburant vient de végétaux cultivés qui se reconstituent en une saison : la ressource est renouvelable, et la plante a absorbé du \(\text{CO}_2\) en poussant (cycle court du carbone).
À nuancer : la culture consomme terres, eau, engrais et énergie, entre en concurrence avec l'alimentation, et la combustion émet toujours du \(\text{CO}_2\) et des polluants. Le bénéfice réel dépend de tout le cycle de vie.
Une chaudière domestique brûle du méthane \(\text{CH}_4\) selon la combustion complète \(\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}\). Au cours d'une journée froide, elle consomme \(n(\text{CH}_4) = 50\ \text{mol}\) de méthane, avec du dioxygène en excès.
On donne les masses molaires : \(M(\text{CH}_4) = 16\ \text{g·mol}^{-1}\), \(M(\text{CO}_2) = 44\ \text{g·mol}^{-1}\).
(a) Quel est le réactif limitant ?
(b) Calculer la quantité de matière \(n(\text{CO}_2)\) formée.
(c) En déduire la masse de \(\text{CO}_2\) rejetée, en g puis en kg.
(d) Calculer la masse de méthane brûlée. Comparer masse de méthane brûlée et masse de \(\text{CO}_2\) émise : commenter.
(a) Le dioxygène étant en excès, le méthane est le réactif limitant : il fixe les quantités formées.
(b) Coefficients : \(1\,\text{CH}_4 \rightarrow 1\,\text{CO}_2\), donc \(n(\text{CO}_2) = n(\text{CH}_4) = 50\ \text{mol}\).
(c) \(m(\text{CO}_2) = n(\text{CO}_2)\times M(\text{CO}_2) = 50 \times 44 = 2200\ \text{g} = 2{,}2\ \text{kg}\).
(d) \(m(\text{CH}_4) = n(\text{CH}_4)\times M(\text{CH}_4) = 50 \times 16 = 800\ \text{g} = 0{,}80\ \text{kg}\). La masse de \(\text{CO}_2\) émise (\(2{,}2\) kg) est bien supérieure à celle du méthane brûlé (\(0{,}80\) kg) : à chaque molécule de méthane le carbone se combine à deux atomes d'oxygène de l'air, ce qui alourdit le produit. Brûler un carburant émet donc plus de \(\text{CO}_2\), en masse, que la masse de carburant consommée.