La combustion en 4e : triangle du feu, équations, complète ou incomplète, dangers

Le feu, première chimie de l’humanité

Une bougie qui brûle, une bûche dans la cheminée, la flamme bleue d’une gazinière, le moteur d’une voiture, une centrale thermique : partout, la même transformation. Un combustible réagit avec le dioxygène de l’air, disparaît, et de nouvelles substances apparaissent, en libérant beaucoup de chaleur. La combustion est la première transformation chimique que l’humanité a maîtrisée, il y a au moins 400 000 ans, et elle fournit encore aujourd’hui plus de 80 % de l’énergie que nous consommons dans le monde.

C’est aussi la première transformation chimique étudiée en 4e, parce qu’elle rassemble tout ce que le chapitre veut faire comprendre : des réactifs qui disparaissent, des produits qui apparaissent, des tests pour les identifier, une équation qui traduit la conservation des atomes, et un bilan de masse qui vérifie que rien ne se perd. Elle pose en plus des questions de sécurité concrètes : pourquoi un chauffage mal réglé peut tuer, pourquoi on ne jette pas d’eau sur une friteuse en feu, pourquoi on aère.

Cette page suit le programme : ce qu’il faut pour qu’une combustion ait lieu, les trois combustions de référence (carbone, méthane, butane), la différence entre combustion complète et incomplète, les tests des produits, la conservation de la masse, et les dangers.

Définition et vocabulaire

Une combustion est une transformation chimique au cours de laquelle un combustible réagit avec un comburant en libérant de l’énergie, sous forme de chaleur et souvent de lumière. Comme toute transformation chimique, elle fait disparaître des réactifs (le combustible et le comburant) et apparaître des produits (de nouvelles espèces chimiques).

• Le combustible est la substance qui brûle : bois, charbon (carbone), papier, cire de bougie, essence, gazole, méthane (gaz de ville), butane et propane (bouteilles de gaz), alcool, hydrogène.
• Le comburant est la substance qui fait brûler : dans la vie courante, toujours le dioxygène de l’air (21 % de l’air). Il existe d’autres comburants (le dichlore, certains oxydants des feux d’artifice), rares en dehors des laboratoires.
• L’énergie d’activation est la chaleur qu’il faut apporter pour déclencher la réaction : une allumette, une étincelle, un frottement, un objet chaud. Une fois lancée, la combustion produit elle-même assez de chaleur pour s’entretenir.

Le carbone du combustible se retrouve dans le dioxyde de carbone CO₂ ; l’hydrogène, s’il y en a, dans l’eau H₂O. Ce sont les deux produits des combustions complètes de tous les combustibles courants, du bois au gaz naturel.

Le triangle du feu

Pour qu’une combustion démarre et se poursuive, il faut réunir trois conditions en même temps : un combustible, un comburant et une énergie d’activation. Les pompiers résument cela par le triangle du feu : trois côtés, et si l’un manque, il n’y a pas de feu.

Ce triangle explique tous les moyens d’extinction. L’eau refroidit le combustible en dessous de sa température d’inflammation : c’est le côté « chaleur » que l’on supprime. Le couvercle sur une casserole, la couverture sur une personne, le sable, la mousse ou le dioxyde de carbone d’un extincteur privent le feu de dioxygène : c’est le côté « comburant ». Fermer le robinet de gaz, débroussailler autour d’une maison, retirer le bois d’un foyer : c’est le côté « combustible ». Les feux de forêt sont combattus des trois côtés à la fois : eau et retardant par avion, coupe-feu pour retirer le combustible, et l’on attend la nuit pour que la baisse de température aide.

Il explique aussi pourquoi une bougie s’éteint sous un verre retourné (le dioxygène s’épuise), pourquoi on souffle sur un feu de bois pour l’attiser (on apporte du dioxygène) mais sur une bougie pour l’éteindre (on refroidit et on disperse la vapeur de cire), et pourquoi un morceau de charbon isolé s’éteint alors qu’un tas continue de brûler (les morceaux se réchauffent mutuellement).

Combustible	Température d’inflammation (auto-allumage)	Température de la flamme	Énergie libérée (par kg)
Papier	environ 230 °C	600 à 800 °C	15 à 17 MJ
Bois sec	300 à 350 °C	800 à 1 000 °C	15 à 18 MJ
Charbon (carbone)	400 à 700 °C	jusqu’à 1 500 °C	25 à 33 MJ
Butane	405 °C	1 900 °C (dans l’air)	46 MJ
Méthane	540 à 600 °C	1 950 °C (dans l’air)	50 MJ
Essence	250 à 400 °C	environ 2 000 °C	44 MJ
Hydrogène	560 °C	2 100 °C (dans l’air)	120 MJ

Sources : CRC Handbook of Chemistry and Physics (températures d’auto-inflammation, pouvoirs calorifiques inférieurs) ; INRS pour les températures d’inflammation des matériaux courants.

L’énergie libérée par kilogramme, appelée pouvoir calorifique, explique pourquoi les hydrocarbures ont remplacé le bois : un kilogramme de méthane libère trois fois plus d’énergie qu’un kilogramme de bois. Elle explique aussi la violence d’un incendie d’hydrocarbures : une citerne de 30 tonnes d’essence contient l’énergie de 300 tonnes de TNT.

La combustion du carbone

Le carbone est le combustible le plus simple : c’est un corps pur, solide, sans hydrogène. Il est le constituant principal du charbon, du charbon de bois (le fusain), du coke et de la suie. Sa combustion est la première que l’on étudie en classe.

Dans l’air, un morceau de charbon rougit lentement ; dans le dioxygène pur, il devient éblouissant et se consume en quelques secondes : le comburant est cinq fois plus concentré. À la fin, le charbon a disparu (ou presque), le dioxygène a été consommé, et le flacon contient un gaz invisible qui trouble l’eau de chaux : du dioxyde de carbone. Le bilan de la transformation s’écrit avec des mots, puis avec des formules :

$$\text{carbone}+\text{dioxygène}\to \text{dioxyde de carbone}$$$$\mathrm{C}+{\mathrm{O}}_2\to {\mathrm{CO}}_2$$

L’équation de réaction se lit : un atome de carbone et une molécule de dioxygène (deux atomes d’oxygène) donnent une molécule de dioxyde de carbone (un atome de carbone, deux atomes d’oxygène). On compte les atomes de chaque côté : 1 C et 2 O à gauche, 1 C et 2 O à droite. L’équation est équilibrée : les atomes se sont réarrangés, aucun n’a été créé ni détruit. C’est ce que signifie la flèche, à ne pas confondre avec un signe égal : elle indique une transformation, pas une identité.

La combustion du méthane et du butane

Le méthane CH₄ est le principal constituant du gaz naturel, le « gaz de ville » des gazinières et des chaudières. Le butane C₄H₁₀ et le propane C₃H₈ sont les gaz des bouteilles et des briquets. Tous sont des hydrocarbures : des molécules faites uniquement de carbone et d’hydrogène. Leur combustion complète produit donc deux choses : du dioxyde de carbone (à cause du carbone) et de l’eau (à cause de l’hydrogène).

$${\mathrm{CH}}_4+2{\mathrm{O}}_2\to {\mathrm{CO}}_2+2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

Vérification atome par atome. À gauche : 1 C, 4 H, 4 O (deux molécules O₂). À droite : 1 C (dans CO₂), 4 H (deux molécules H₂O), 4 O (2 dans CO₂ + 2 dans les deux H₂O). Le 2 devant O₂ et devant H₂O est un nombre stœchiométrique : il indique combien de molécules interviennent ; on ne modifie jamais les formules des molécules pour équilibrer, seulement ces nombres.

$$2{\mathrm{C}}_4{\mathrm{H}}_{10}+13{\mathrm{O}}_2\to 8{\mathrm{CO}}_2+10{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

Vérification : à gauche 8 C, 20 H, 26 O ; à droite 8 C, 20 H, 16 + 10 = 26 O. Cette équation est plus difficile à équilibrer que celle du méthane, ce qui en fait un exercice classique de 3e ; en 4e, on demande surtout de la lire et de la vérifier.

Exemple 1 — Lire l’équation du méthane

Que signifie l’équation CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O ?

Une molécule de méthane réagit avec deux molécules de dioxygène pour donner une molécule de dioxyde de carbone et deux molécules d’eau. Les atomes sont conservés : 1 carbone, 4 hydrogène, 4 oxygène de chaque côté. Les molécules, elles, ne sont pas conservées : trois molécules de réactifs donnent trois molécules de produits ici, mais ce n’est qu’une coïncidence (pour le butane, 15 molécules en donnent 18).

Exemple 2 — Équilibrer la combustion du propane

Écrire l’équation de la combustion complète du propane C₃H₈.

Réactifs : C₃H₈ et O₂ ; produits : CO₂ et H₂O. Carbone : 3 C donnent 3 CO₂. Hydrogène : 8 H donnent 4 H₂O. Oxygène à droite : 3 × 2 + 4 × 1 = 10 atomes, soit 5 O₂. Équation : C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O. Vérification : 3 C, 8 H, 10 O de chaque côté.

Combustion complète et combustion incomplète

Tout ce qui précède suppose que le dioxygène est en quantité suffisante. Ce n’est pas toujours le cas : un chauffe-eau dans un placard fermé, un brasero dans un garage, une gazinière mal réglée, une voiture dans un garage clos manquent d’air. La combustion est alors incomplète, et ses produits changent.

Dans une combustion complète, tout le carbone du combustible finit en dioxyde de carbone CO₂ et tout l’hydrogène en eau. La flamme est bleue : c’est la couleur des gaz très chauds, sans particules ; elle est peu lumineuse et très chaude (plus de 1 900 °C pour le méthane). Une gazinière ou une chaudière bien réglées ont une flamme bleue.

Dans une combustion incomplète, le dioxygène manque et une partie du carbone ne peut pas se combiner à deux atomes d’oxygène. Il se forme alors du monoxyde de carbone CO, un gaz où chaque carbone n’a qu’un seul oxygène, et du carbone solide sous forme de très fines particules : la suie. Chauffées dans la flamme, ces particules de carbone rayonnent et rendent la flamme jaune et lumineuse ; puis elles se déposent en noir sur tout ce qui est froid. La flamme d’une bougie est jaune pour cette raison : la cire brûle en manque d’air au cœur de la flamme.

$$2{\mathrm{CH}}_4+3{\mathrm{O}}_2\to 2\mathrm{CO}+4{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$$

Cette équation (3 O₂ au lieu de 4 pour deux méthanes) est un cas limite ; en réalité, une combustion incomplète produit un mélange de CO₂, de CO et de suie en proportions variables. L’essentiel est de retenir les trois signes de la combustion incomplète : flamme jaune, dépôt noir, et surtout production de monoxyde de carbone, invisible et sans odeur.

Identifier les produits : les tests

Les produits d’une combustion sont des gaz invisibles ; on ne peut pas se contenter de les nommer, il faut les prouver par des tests caractéristiques, étudiés sur la page des tests de reconnaissance.

Le dioxyde de carbone est mis en évidence par l’eau de chaux, solution incolore d’hydroxyde de calcium. En présence de CO₂, elle se trouble : il se forme un précipité blanc de carbonate de calcium, la même substance que la craie ou le calcaire. On l’utilise en versant l’eau de chaux dans le flacon où a eu lieu la combustion, ou en faisant barboter les gaz de combustion dans un tube d’eau de chaux. L’air ordinaire, à 0,04 % de CO₂, ne la trouble que très lentement ; l’air expiré (4 % de CO₂) la trouble en quelques secondes, et une bougie sous cloche en quelques instants.

L’eau est mise en évidence par le sulfate de cuivre anhydre, poudre blanche qui bleuit au contact de l’eau (elle redevient du sulfate de cuivre hydraté, bleu). On place la poudre sur une surface froide au-dessus de la flamme, ou on recueille la buée qui se forme sur un verre froid et on la teste. La buée seule est un indice ; le bleuissement est la preuve.

Le monoxyde de carbone ne se teste pas en classe : il est trop dangereux à produire volontairement. On le détecte avec des capteurs électrochimiques, ceux des détecteurs domestiques et des pompiers, qui déclenchent une alarme au-delà de 50 parties par million.

Exemple 3 — Interpréter des observations

Un élève fait brûler du butane d’un briquet sous une cloche. Il observe : la flamme est bleue à la base et jaune à la pointe ; une buée apparaît ; l’eau de chaux versée ensuite se trouble ; il n’y a pas de dépôt noir.

Buée + sulfate de cuivre bleui : eau produite, donc le combustible contient de l’hydrogène. Eau de chaux troublée : dioxyde de carbone, le combustible contient du carbone. Pas de suie et flamme surtout bleue : combustion presque complète, avec une pointe jaune qui signale un léger manque d’air à l’extrémité. Bilan : butane + dioxygène → dioxyde de carbone + eau, conforme à l’équation 2 C₄H₁₀ + 13 O₂ → 8 CO₂ + 10 H₂O.

La conservation de la masse

Une bûche de 2 kg brûle et laisse 40 g de cendres : où sont passés les 1,96 kg manquants ? Dans l’air, sous forme de dioxyde de carbone et de vapeur d’eau, invisibles. Si l’on pouvait recueillir tous les gaz produits et peser le dioxygène consommé, on trouverait que la masse des produits est exactement égale à la masse des réactifs. C’est la loi de conservation de la masse, énoncée par Lavoisier en 1777 : « Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. »

La raison profonde est celle que montre l’équation : les atomes se conservent. Chaque atome de carbone, d’hydrogène et d’oxygène présent avant la combustion est encore là après, simplement lié à d’autres partenaires. Comme chaque atome a une masse fixe, la masse totale ne change pas. Ce qui change, ce sont les molécules : celles des réactifs sont détruites, celles des produits sont formées. La page sur les atomes et molécules détaille ce modèle.

Cette loi a une conséquence pratique : dans une équation équilibrée, les masses sont proportionnelles aux quantités. Si 16 g de méthane consomment 64 g de dioxygène, 8 g en consomment 32 g et 1 kg en consomme 4 kg. Elle permet aussi des calculs impressionnants : une voiture qui brûle 6 L d’essence (environ 4,5 kg) aux 100 km rejette environ 14 kg de dioxyde de carbone, trois fois la masse du carburant, parce que chaque atome de carbone s’alourdit de deux atomes d’oxygène pris dans l’air.

Exemple 4 — Bilan de masse d’une bouteille de butane

Une bouteille contient 13 kg de butane. La combustion complète de 116 g de butane consomme 416 g de dioxygène et produit 352 g de dioxyde de carbone et 180 g d’eau.

Vérification pour 116 g : réactifs 116 + 416 = 532 g ; produits 352 + 180 = 532 g. La masse se conserve. Pour la bouteille entière, tout est multiplié par 13 000 / 116 ≈ 112 : dioxygène consommé ≈ 46,6 kg, dioxyde de carbone produit ≈ 39,4 kg, eau produite ≈ 20,2 kg. Une bouteille de 13 kg rejette donc près de 40 kg de CO₂, et il faut lui fournir l’air correspondant à 47 kg de dioxygène, soit environ 160 m³ d’air : d’où l’importance de la ventilation.

La combustion dans la vie quotidienne

Le chauffage et la cuisine. Chaudière à gaz, poêle à bois, gazinière, barbecue : des combustions contrôlées dont on récupère la chaleur. L’enjeu est d’avoir une combustion complète (rendement, absence de CO) et d’évacuer les produits (conduit de cheminée, ventilation). Une flamme de gazinière jaune au lieu de bleue signale un brûleur encrassé ou mal réglé.

Les moteurs. Dans un moteur à essence, un mélange d’air et de vapeur d’essence est enflammé par une étincelle ; la combustion très rapide pousse le piston. Un moteur diesel comprime l’air jusqu’à 600 °C, ce qui enflamme le gazole injecté sans étincelle : c’est l’énergie d’activation par compression. Les gaz d’échappement contiennent CO₂ et H₂O, mais aussi du CO, des suies et des oxydes d’azote que le pot catalytique et le filtre à particules doivent traiter.

Les incendies. Un feu domestique double de volume toutes les minutes environ ; il passe d’une corbeille à papier à une pièce embrasée en trois à cinq minutes. Les fumées, mélange de CO, de suies et de gaz toxiques, tuent plus que les flammes. Le détecteur de fumée, obligatoire dans les logements en France depuis 2015, détecte les particules de combustion incomplète.

La respiration. Elle n’est pas une combustion au sens d’une flamme, mais elle en a le bilan : le glucose des aliments réagit avec le dioxygène respiré pour donner du dioxyde de carbone et de l’eau, en libérant l’énergie dont le corps a besoin. C’est pourquoi l’air expiré trouble l’eau de chaux et forme de la buée sur une vitre froide.

Le climat. La combustion des combustibles fossiles (charbon, pétrole, gaz) rejette chaque année environ 37 milliards de tonnes de CO₂ dans l’atmosphère (Global Carbon Project, 2024), dont la moitié s’y accumule : la concentration est passée de 280 parties par million avant l’ère industrielle à plus de 420 aujourd’hui. C’est la cause principale du réchauffement climatique, et la raison pour laquelle on cherche à remplacer les combustions par d’autres sources d’énergie.

Un peu d’histoire

Jusqu’au XVIII^e siècle, on explique la combustion par le phlogistique, un « principe du feu » que les corps combustibles contiendraient et libéreraient en brûlant. Cette théorie bute sur une observation : les métaux qui brûlent (le magnésium, le fer en poudre) gagnent de la masse au lieu d’en perdre.

En 1772-1777, Antoine Lavoisier pèse tout : le combustible, l’air avant et après, les produits. Il montre qu’une combustion consomme un constituant de l’air, qu’il nomme oxygène, et que la masse totale se conserve. Il renverse la théorie du phlogistique : ce n’est pas le combustible qui perd quelque chose, c’est l’air qui donne quelque chose. Il fait la même démonstration pour la respiration, avec Laplace, en mesurant la chaleur dégagée par un cochon d’Inde : « la respiration est une combustion lente ».

Le triangle du feu est formalisé par les pompiers au début du XX^e siècle ; on lui ajoute aujourd’hui un quatrième côté, la réaction en chaîne, qui explique pourquoi certains extincteurs chimiques éteignent le feu sans le refroidir ni l’étouffer. La toxicité du monoxyde de carbone est établie par Claude Bernard en 1857, qui montre qu’il se fixe sur le sang à la place de l’oxygène. Les équations chimiques avec formules et nombres stœchiométriques, telles qu’on les écrit aujourd’hui, datent de Berzelius (symboles des éléments, 1813) et se généralisent au milieu du XIX^e siècle.

Les erreurs classiques

Confondre combustible et comburant. Le combustible brûle (bois, gaz) ; le comburant fait brûler (dioxygène). Le dioxygène ne brûle pas : une allumette dans du dioxygène pur brûle plus vite, mais c’est l’allumette qui brûle.

Croire que le feu « consomme » l’air. Il consomme le dioxygène, un cinquième de l’air ; le diazote reste. Une bougie sous cloche s’éteint alors qu’il reste encore du dioxygène (environ 15 %), parce que la flamme a besoin d’une concentration minimale.

Penser que la masse diminue. Le combustible semble disparaître, mais les produits gazeux emportent sa masse, plus celle du dioxygène consommé. Un bilan complet montre la conservation.

Modifier une formule pour équilibrer. On n’écrit jamais CO₃ ou H₃O pour faire correspondre les comptes : les formules des molécules sont fixes. On ajuste seulement les nombres devant les formules.

Confondre flèche et égalité. CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O n’est pas une équation mathématique : la flèche dit « se transforme en ». Les réactifs ne sont pas « égaux » aux produits, ce sont d’autres substances.

Dire que la flamme jaune est « normale ». Sur un brûleur à gaz, elle signale une combustion incomplète, donc du CO. Sur une bougie, elle est inévitable (la cire brûle en manque d’air), ce qui explique la suie des bougies.

Exercices corrigés

Du vocabulaire du triangle du feu aux bilans de masse et à l’équilibrage d’équations.

Exercice 1

Triangle du feu

4e●○○

Pour chaque situation, dire quel côté du triangle du feu est supprimé :

1. On jette de l’eau sur un feu de camp.
2. On pose un couvercle sur une poêle d’huile enflammée.
3. On ferme le robinet de la bouteille de gaz.
4. On souffle sur une bougie.
5. Une bougie s’éteint toute seule sous un verre retourné.

Voir la correction

1. Chaleur : l’eau refroidit le bois sous sa température d’inflammation.
2. Comburant : le couvercle prive la flamme de dioxygène (ne jamais jeter d’eau : l’huile chaude la vaporiserait en projetant des gouttes enflammées).
3. Combustible.
4. Chaleur (le souffle refroidit la mèche et disperse la vapeur de cire).
5. Comburant : le dioxygène du verre s’épuise.

Exercice 2

Réactifs et produits

4e●○○

On fait brûler du charbon de bois dans un barbecue.

1. Quel est le combustible ? le comburant ?
2. Écrire le bilan de la combustion complète avec des mots, puis l’équation.
3. Quel test permet d’identifier le produit ? Décrire ce que l’on observe.
4. Pourquoi ne faut-il jamais allumer un barbecue dans un garage ?

Voir la correction

1. Combustible : le carbone (charbon de bois) ; comburant : le dioxygène de l’air.
2. Carbone + dioxygène → dioxyde de carbone ; C + O₂ → CO₂.
3. L’eau de chaux, qui se trouble (précipité blanc) en présence de CO₂.
4. En espace clos, le dioxygène s’épuise, la combustion devient incomplète et produit du monoxyde de carbone, inodore et mortel.

Exercice 3

Vérifier des équations

4e●●○

Pour chaque équation, compter les atomes de chaque côté et dire si elle est équilibrée. Corriger si nécessaire.

1. C + O₂ → CO₂
2. CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O
3. C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O
4. 2 C + O₂ → 2 CO

Voir la correction

1. 1 C, 2 O des deux côtés : équilibrée.
2. Gauche : 1 C, 4 H, 2 O ; droite : 1 C, 2 H, 3 O : non équilibrée. Correction : CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O.
3. Gauche : 3 C, 8 H, 10 O ; droite : 3 C, 8 H, 6 + 4 = 10 O : équilibrée.
4. 2 C, 2 O des deux côtés : équilibrée ; c’est la combustion incomplète du carbone en monoxyde de carbone.

Exercice 4

Complète ou incomplète ?

4e●●○

Une chaudière à gaz présente une flamme jaune et les parois de son conduit sont noircies. Le technicien mesure 400 ppm de CO dans les fumées (norme : moins de 50).

1. La combustion est-elle complète ? Donner trois indices.
2. Quelle est la cause probable ?
3. Quel est le risque pour les habitants ? Quels symptômes ?
4. Quelles mesures prendre immédiatement, puis durablement ?

Voir la correction

1. Incomplète : flamme jaune, dépôt noir (suie = carbone), présence importante de monoxyde de carbone.
2. Manque de dioxygène : arrivée d’air obstruée, brûleur encrassé, pièce mal ventilée, conduit bouché.
3. Intoxication au CO : maux de tête, nausées, vertiges, somnolence, puis perte de connaissance et décès.
4. Immédiatement : arrêter l’appareil, aérer, sortir, appeler les secours en cas de symptômes. Durablement : entretien annuel, dégager les aérations, installer un détecteur de CO.

Exercice 5

Bilan de masse

4e●●●

La combustion complète de 12 g de carbone consomme 32 g de dioxygène.

1. Quelle masse de dioxyde de carbone se forme ? Justifier par une loi.
2. Quelle masse de dioxygène faut-il pour brûler 3 kg de charbon (supposé être du carbone pur) ? Quelle masse de CO₂ est rejetée ?
3. L’air contient environ 23 % de dioxygène en masse. Quelle masse d’air faut-il pour brûler ces 3 kg ?
4. Un barbecue laisse 150 g de cendres après avoir brûlé 3 kg de charbon. La masse a-t-elle été conservée ? Expliquer.

Voir la correction

1. Conservation de la masse (Lavoisier) : 12 + 32 = 44 g de CO₂.
2. Proportionnalité (× 250) : 8 kg de dioxygène ; CO₂ : 44 × 250 = 11 kg.
3. 8 kg représentent 23 % de la masse d’air : m_air = 8 / 0,23 ≈ 35 kg d’air (environ 29 m³).
4. Oui : les 3 kg de charbon et les 8 kg de dioxygène (11 kg) se retrouvent dans les 11 kg de CO₂ partis dans l’air, plus les cendres qui sont les impuretés minérales du charbon (non combustibles). La masse « perdue » est celle des gaz.

Exercice 6

Équilibrer et calculer

4e●●●

L’éthanol (alcool) a pour formule C₂H₆O. Il brûle avec une flamme bleue presque invisible.

1. Écrire et équilibrer l’équation de sa combustion complète.
2. Sachant que 46 g d’éthanol consomment 96 g de dioxygène et produisent 88 g de dioxyde de carbone, quelle masse d’eau se forme ?
3. Un réchaud à alcool brûle 23 g d’éthanol pour chauffer un repas. Quelle masse de CO₂ rejette-t-il ?
4. Pourquoi les feux d’alcool sont-ils particulièrement dangereux en cuisine ou en laboratoire ?

Voir la correction

1. Carbone : 2 CO₂ ; hydrogène : 3 H₂O ; oxygène à droite : 4 + 3 = 7, dont 1 déjà apporté par l’éthanol, donc 3 O₂. C₂H₆O + 3 O₂ → 2 CO₂ + 3 H₂O. Vérification : 2 C, 6 H, 7 O de chaque côté.
2. Conservation : 46 + 96 = 142 g de réactifs ; eau = 142 − 88 = 54 g.
3. 23 g est la moitié de 46 g : 44 g de CO₂.
4. La flamme est presque invisible : on peut ne pas la voir et se brûler ou renverser l’alcool enflammé ; l’alcool s’évapore facilement et ses vapeurs s’enflamment à distance.

Quiz : dix questions pour vérifier

1. Dans une combustion, le comburant est…

   ce qui brûlece qui fait brûler (le dioxygène)la flammela cendre
2. Les trois côtés du triangle du feu sont…

   flamme, fumée, chaleurcombustible, comburant, énergie d’activationbois, gaz, essenceeau, sable, mousse
3. La combustion complète du carbone produit…

   de l’eaudu dioxyde de carbonedu monoxyde de carbonede la cendre uniquement
4. La combustion complète du méthane produit…

   CO₂ seulementH₂O seulementCO₂ et H₂OCO et suie
5. Le test du dioxyde de carbone utilise…

   le sulfate de cuivre anhydrel’eau de chaux qui se troubleune allumettedu papier pH
6. Le sulfate de cuivre anhydre bleuit en présence…

   de dioxyde de carboned’eaude dioxygènede suie
7. Une combustion incomplète se reconnaît à…

   une flamme bleueune flamme jaune et de la suiel’absence de chaleurun bruit
8. Le monoxyde de carbone est dangereux parce qu’il…

   sent très mauvaisest inodore et empêche le sang de transporter l’oxygèneest visible et irritantexplose au contact de l’eau
9. Dans l’équation CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O, le 2 devant O₂ indique…

   deux atomes d’oxygènedeux molécules de dioxygèneque l’oxygène est deux fois plus lourdla température
10. 16 g de méthane brûlent avec 64 g de dioxygène. La masse totale des produits est…

    16 g64 g80 g48 g

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Fiche : ce qu’il faut retenir

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