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Chapitre 8 – Combustions et carburants

Chapitre 8 | Première STI2D — spécialité Physique-chimie et mathématiques | Physique-Chimie

Dernière mise à jour : 21 octobre 2026

⏱ Durée de lecture estimée : ~20 min

Illustration : Deux élèves observent sous une hotte une combustion à flamme bleue ; un entonnoir recueille les gaz, des gouttelettes se condensent et l’eau de chaux se trouble sous aspiration.
Mettre en évidence l’eau et le dioxyde de carbone produits par une combustion complète.
Objectifs du chapitre :
Situation. Une chaudière à gaz brûle du méthane pour chauffer un logement ; un moteur de voiture brûle de l'essence ; un poêle mal réglé peut libérer un gaz mortel, le monoxyde de carbone. Dans tous les cas, une même transformation chimique est à l'œuvre : la combustion. Comprendre comment un carburant réagit avec l'oxygène de l'air, savoir écrire l'équation de la réaction et prévoir les produits formés, c'est pouvoir estimer la quantité de dioxyde de carbone rejetée, comparer un carburant fossile à un agrocarburant, et prévenir les risques. C'est l'objet de ce chapitre.

1. Combustible, comburant et triangle du feu

Définition — combustion, combustible, comburant Une combustion est une transformation chimique exothermique (elle libère de l'énergie) au cours de laquelle un combustible réagit avec un comburant. L'air contient environ 21 % de dioxygène : c'est lui qui joue le rôle de comburant dans la plupart des combustions courantes.
Définition — le triangle du feu Pour qu'une combustion démarre et se maintienne, trois éléments doivent être réunis simultanément : un combustible, un comburant et une énergie d'activation (une source de chaleur, une étincelle) qui amorce la réaction. On les représente par le triangle du feu. Supprimer un seul des trois côtés éteint le feu : c'est le principe de tous les moyens d'extinction.
Le triangle du feu Combustible Comburant (O₂) Énergie d'activation Retirer un côté → le feu s'éteint
Amorçage et auto-entretien Une combustion doit être initiée par un apport d'énergie (flamme, étincelle, point chaud) : c'est l'énergie d'activation. Comme la réaction est exothermique, la chaleur qu'elle libère suffit ensuite à porter le combustible voisin à sa température d'inflammation : la combustion s'auto-entretient sans qu'il soit nécessaire de continuer à chauffer.
Mini-exercice 1. Une bougie brûle dans l'air. Identifier le combustible, le comburant et ce qui a joué le rôle d'énergie d'activation. Que se passe-t-il si l'on pose un verre retourné sur la bougie ?

Combustible : la cire (paraffine) de la bougie ; comburant : le dioxygène \(\text{O}_2\) de l'air ; énergie d'activation : la flamme de l'allumette. Sous le verre retourné, le dioxygène disponible s'épuise : on supprime le côté « comburant » du triangle du feu, la bougie s'éteint.

2. Combustion complète et combustion incomplète

Définition — combustion complète Une combustion est complète lorsque le comburant (dioxygène) est en quantité suffisante pour oxyder entièrement le combustible. Pour un combustible ne contenant que du carbone et de l'hydrogène (ou aussi de l'oxygène), les seuls produits sont : La flamme est alors bleue et dégage un maximum d'énergie.
Définition — combustion incomplète Une combustion est incomplète lorsque le dioxygène est en défaut (arrivée d'air insuffisante). Le carbone n'est pas totalement oxydé : il se forme en plus de \(\text{CO}_2\) et \(\text{H}_2\text{O}\) des produits dangereux : La flamme est alors jaune/orangée et suie ; la combustion dégage moins d'énergie et pollue davantage.
Complète vs incomplète Combustion complète O₂ en excès bleue → CO₂ + H₂O énergie maximale Combustion incomplète O₂ en défaut jaune → CO₂ + H₂O + CO + C CO toxique + suies
Danger — le monoxyde de carbone Le monoxyde de carbone \(\text{CO}\) est incolore, inodore et non irritant : on ne le détecte pas sans détecteur. Il provoque des intoxications mortelles (chaudières mal réglées, poêles, groupes électrogènes en intérieur). Prévention : entretien annuel des appareils, ventilation des locaux, détecteurs de CO. Ne jamais utiliser un appareil à combustion dans un espace clos.
Mini-exercice 2. Un chauffe-eau au gaz produit une flamme jaune qui noircit le fond des casseroles. Que révèle cette observation ? Quel gaz dangereux risque de se former ? Que faut-il faire ?

Une flamme jaune qui dépose de la suie (carbone \(\text{C}\)) est le signe d'une combustion incomplète par manque de dioxygène. Il se forme du monoxyde de carbone \(\text{CO}\), toxique. Il faut faire réviser l'appareil (réglage de l'arrivée d'air), ventiler et installer un détecteur de CO.

3. Les familles de composés organiques : alcanes, alcènes, alcools

Les combustibles courants sont des molécules organiques : elles contiennent du carbone et de l'hydrogène. On les classe en familles selon leur structure.

Définition — alcanes Les alcanes sont des molécules formées uniquement de carbone et d'hydrogène, avec des liaisons simples. Leur formule brute générale est :
\(\text{C}_n\text{H}_{2n+2}\)
Exemples : méthane \(\text{CH}_4\) \((n=1)\), éthane \(\text{C}_2\text{H}_6\), propane \(\text{C}_3\text{H}_8\), butane \(\text{C}_4\text{H}_{10}\). Le nom se termine en -ane.
Définition — alcènes Les alcènes sont des molécules de carbone et d'hydrogène possédant une double liaison carbone-carbone \((\text{C}=\text{C})\). Leur formule brute générale est :
\(\text{C}_n\text{H}_{2n}\)
Exemples : éthène (ou éthylène) \(\text{C}_2\text{H}_4\), propène \(\text{C}_3\text{H}_6\). Le nom se termine en -ène.
Définition — alcools Les alcools sont des molécules qui portent un groupe hydroxyle \(-\text{OH}\) fixé sur un atome de carbone. Le nom se termine en -ol. Exemples : méthanol \(\text{CH}_4\text{O}\) (soit \(\text{CH}_3\text{-OH}\)), éthanol \(\text{C}_2\text{H}_6\text{O}\) (soit \(\text{CH}_3\text{-CH}_2\text{-OH}\)). L'éthanol est l'alcool du vin et un agrocarburant (bioéthanol).
Définition — formules brute et semi-développée
Formules semi-développées Méthane (alcane) : CH₄ brute C H₄ Propane (alcane) : CH₃—CH₂—CH₃ C₃H₈ Propène (alcène) : CH₂═CH—CH₃ C₃H₆ double liaison C=C Éthanol (alcool) : CH₃—CH₂—OH C₂H₆O groupe hydroxyle —OH
Mini-exercice 3. Donner la formule brute de l'alcane à 5 atomes de carbone (le pentane) et celle de l'alcène à 4 atomes de carbone (le butène). Écrire la formule semi-développée du butane.

Pentane (alcane, \(\text{C}_n\text{H}_{2n+2}\) avec \(n=5\)) : \(\text{C}_5\text{H}_{12}\). Butène (alcène, \(\text{C}_n\text{H}_{2n}\) avec \(n=4\)) : \(\text{C}_4\text{H}_8\). Butane semi-développé : \(\text{CH}_3\text{-CH}_2\text{-CH}_2\text{-CH}_3\).

4. Écrire et équilibrer l'équation d'une combustion

Méthode — équilibrer une combustion complète Pour la combustion complète d'un composé \(\text{C}_x\text{H}_y\) dans le dioxygène, les produits sont \(\text{CO}_2\) et \(\text{H}_2\text{O}\) :
\(\text{C}_x\text{H}_y + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}\)
On ajuste les coefficients (nombres stœchiométriques) pour conserver les atomes :
  1. Carbone : mettre \(x\) devant \(\text{CO}_2\).
  2. Hydrogène : mettre \(\dfrac{y}{2}\) devant \(\text{H}_2\text{O}\).
  3. Oxygène : compter les O du membre de droite, puis ajuster le coefficient devant \(\text{O}_2\).
On vérifie enfin que chaque élément apparaît en nombre identique de part et d'autre de la flèche.
Exemple travaillé — combustion complète du méthane. Le combustible est \(\text{CH}_4\) \((x=1,\ y=4)\).
Carbone : 1 → coefficient 1 devant \(\text{CO}_2\). Hydrogène : \(y/2 = 2\) → coefficient 2 devant \(\text{H}_2\text{O}\).
Oxygène à droite : \(1\times2 + 2\times1 = 4\) atomes → il faut \(2\ \text{O}_2\) (soit 4 atomes) à gauche.
\(\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}\)
Vérification : C : 1 = 1 ; H : 4 = 4 ; O : 4 = 4. L'équation est équilibrée.
Exemple travaillé — combustion complète du propane. Combustible \(\text{C}_3\text{H}_8\) \((x=3,\ y=8)\).
Carbone : 3 → \(3\,\text{CO}_2\). Hydrogène : \(8/2 = 4\) → \(4\,\text{H}_2\text{O}\).
Oxygène à droite : \(3\times2 + 4\times1 = 10\) atomes → il faut \(5\ \text{O}_2\).
\(\text{C}_3\text{H}_8 + 5\,\text{O}_2 \rightarrow 3\,\text{CO}_2 + 4\,\text{H}_2\text{O}\)
Vérification : C : 3 = 3 ; H : 8 = 8 ; O : 10 = 10. Équilibrée.
Combustion d'un alcool Un alcool contient aussi de l'oxygène : il faut en tenir compte dans le bilan des atomes d'oxygène. Pour l'éthanol \(\text{C}_2\text{H}_6\text{O}\) :
\(\text{C}_2\text{H}_6\text{O} + 3\,\text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{CO}_2 + 3\,\text{H}_2\text{O}\)
Vérification : C : 2 = 2 ; H : 6 = 6 ; O : \(1 + 3\times2 = 7\) à gauche, \(2\times2 + 3\times1 = 7\) à droite. Équilibrée.
Équation d'une combustion incomplète Quand le dioxygène est en défaut, le carbone forme du monoxyde de carbone \(\text{CO}\) (ou du carbone solide \(\text{C}\)). Une combustion incomplète du méthane donnant du \(\text{CO}\) s'écrit par exemple :
\(2\,\text{CH}_4 + 3\,\text{O}_2 \rightarrow 2\,\text{CO} + 4\,\text{H}_2\text{O}\)
Vérification : C : 2 = 2 ; H : 8 = 8 ; O : 6 = \(2 + 4 = 6\). Équilibrée. On consomme moins de \(\text{O}_2\) que dans la combustion complète, ce qui traduit le défaut de comburant.
Mini-exercice 4. Équilibrer la combustion complète du butane \(\text{C}_4\text{H}_{10}\) dans le dioxygène.

Carbone : \(4\,\text{CO}_2\). Hydrogène : \(10/2 = 5\,\text{H}_2\text{O}\). Oxygène à droite : \(4\times2 + 5 = 13\) atomes → \(\dfrac{13}{2}\,\text{O}_2\). On double tout pour avoir des coefficients entiers :

\(2\,\text{C}_4\text{H}_{10} + 13\,\text{O}_2 \rightarrow 8\,\text{CO}_2 + 10\,\text{H}_2\text{O}\)

Vérification : C : 8 = 8 ; H : 20 = 20 ; O : 26 = 26.

5. Exploiter l'équation : réactif limitant et quantités formées

Définition — réactif limitant Les coefficients de l'équation donnent les proportions dans lesquelles les réactifs se combinent. Quand les réactifs ne sont pas dans ces proportions exactes, l'un s'épuise le premier : c'est le réactif limitant. C'est lui qui fixe la quantité de produits formés ; l'autre réactif est en excès (il en reste à la fin).
Méthode — trouver le réactif limitant et les quantités formées
  1. Écrire l'équation équilibrée.
  2. Pour chaque réactif, calculer \(\dfrac{n_{\text{disponible}}}{\text{coefficient}}\) : le plus petit rapport désigne le réactif limitant.
  3. À partir du limitant, utiliser les coefficients (règle de proportionnalité) pour obtenir la quantité de matière de chaque produit.
Exemple travaillé — CO₂ formé par combustion du méthane. On brûle \(n(\text{CH}_4) = 2{,}0\ \text{mol}\) de méthane avec \(n(\text{O}_2) = 5{,}0\ \text{mol}\) de dioxygène.
Équation : \(\text{CH}_4 + 2\,\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O}\).
Rapports : pour \(\text{CH}_4\) : \(\dfrac{2{,}0}{1} = 2{,}0\) ; pour \(\text{O}_2\) : \(\dfrac{5{,}0}{2} = 2{,}5\). Le plus petit est \(2{,}0\) : le méthane est limitant (l'oxygène est en excès).
Le coefficient du méthane et celui du \(\text{CO}_2\) valent tous deux 1 : il se forme donc autant de \(\text{CO}_2\) que de \(\text{CH}_4\) consommé.
\(n(\text{CO}_2) = n(\text{CH}_4) = 2{,}0\ \text{mol}\)
Il se forme aussi \(n(\text{H}_2\text{O}) = 2 \times 2{,}0 = 4{,}0\ \text{mol}\), et il reste \(5{,}0 - 2\times2{,}0 = 1{,}0\ \text{mol}\) de \(\text{O}_2\).
Mini-exercice 5. On brûle complètement \(n(\text{C}_3\text{H}_8) = 0{,}50\ \text{mol}\) de propane avec du dioxygène en excès. Combien de moles de \(\text{CO}_2\) se forment ? (Équation : \(\text{C}_3\text{H}_8 + 5\,\text{O}_2 \rightarrow 3\,\text{CO}_2 + 4\,\text{H}_2\text{O}\).)

Le propane est limitant (dioxygène en excès). Le coefficient du \(\text{CO}_2\) est 3 pour 1 propane : \(n(\text{CO}_2) = 3 \times n(\text{C}_3\text{H}_8) = 3 \times 0{,}50 = 1{,}5\ \text{mol}\).

Mini-exercice 6. On dispose de \(n(\text{CH}_4) = 3{,}0\ \text{mol}\) et de \(n(\text{O}_2) = 4{,}0\ \text{mol}\). Quel est le réactif limitant de la combustion complète ? Quelle quantité de \(\text{CO}_2\) se forme ?

Rapports : \(\dfrac{3{,}0}{1} = 3{,}0\) pour \(\text{CH}_4\) ; \(\dfrac{4{,}0}{2} = 2{,}0\) pour \(\text{O}_2\). Le plus petit est \(2{,}0\) : le dioxygène est limitant. On raisonne alors sur \(\text{O}_2\) : \(2\,\text{O}_2 \rightarrow 1\,\text{CO}_2\), donc \(n(\text{CO}_2) = \dfrac{n(\text{O}_2)}{2} = \dfrac{4{,}0}{2} = 2{,}0\ \text{mol}\). Il reste \(3{,}0 - 2{,}0 = 1{,}0\ \text{mol}\) de méthane non brûlé.

6. Carburants fossiles, agrocarburants et impact environnemental

Définition — carburants fossiles Les carburants fossiles (essence, gazole, fioul, gaz naturel, charbon) proviennent de la transformation, sur des millions d'années, de matière organique enfouie. Ce sont des ressources non renouvelables à l'échelle humaine : leurs réserves s'épuisent. Leur combustion relâche dans l'atmosphère du carbone stocké depuis très longtemps, sous forme de \(\text{CO}_2\), un gaz à effet de serre responsable du réchauffement climatique.
Définition — agrocarburants (biocarburants) Les agrocarburants sont produits à partir de végétaux cultivés : bioéthanol (issu de la fermentation de betterave, canne, blé…) mélangé à l'essence, biodiesel issu d'huiles végétales. On les qualifie de renouvelables car les cultures se reconstituent à l'échelle d'une année. Les plantes ont de plus absorbé du \(\text{CO}_2\) en poussant : le bilan carbone est en partie compensé.
Nuancer l'impact des agrocarburants Les agrocarburants ne sont pas « propres » pour autant : leur culture mobilise des terres agricoles (concurrence avec l'alimentation), de l'eau, des engrais et de l'énergie (tracteurs, transformation). Leur combustion émet toujours du \(\text{CO}_2\) et des polluants. Le bénéfice climatique dépend fortement du mode de production : il faut raisonner sur l'ensemble du cycle de vie.
Mini-exercice 7. Pourquoi dit-on que le bioéthanol a un « bilan carbone » plus favorable que l'essence, alors que sa combustion produit elle aussi du \(\text{CO}_2\) ?

La plante dont on tire le bioéthanol a absorbé du \(\text{CO}_2\) atmosphérique pendant sa croissance (photosynthèse). Le \(\text{CO}_2\) rejeté à la combustion est donc en partie du carbone récemment prélevé dans l'air, et non du carbone fossile stocké depuis des millions d'années : le carbone « tourne » sur un cycle court. Le bénéfice reste toutefois partiel (énergie et intrants de culture).

Erreurs fréquentes
À retenir