Ecrire la formule d'une réaction de combustion Exercice

Les réactions de combustion sont en fait systématiquement des réactions d'oxydation violentes par le dioxygène (le comburant). Le combustible joue donc tout le temps le rôle de réducteur.

Les réactions de combustion sont des réactions d'oxydoréduction particulières dans le sens où si le combustible n'est composé que de \ce{C}, \ce{O} et \ce{H}, les produits seront systématiquement \ce{H2O_{(g)}} et \ce{CO2_{(g)}} tandis que l'oxydant est toujours \ce{O2_{(g)}}.
On ne cherche donc pas à établir les demi-équations des couples mis en jeu mais directement à établir l'équation de réaction. Sans équilibrer les coefficients, cela donne :

\ce{C3H8_{(g)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} \ce{H2O_{(g)}} + \ce{CO2_{(g)}}

On équilibre alors en priorité les atomes qui ne sont présents que dans un seul réactif ou un seul produit (C et H) :

\ce{C3H8_{(g)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 4\ce{H2O_{(g)}} + 3\ce{CO2_{(g)}}

En faisant le total des atomes d'oxygène parmi les produits (10), on en déduit que le coefficient à indiquer devant le réactif dioxygène est 5 pour que l'on ait bien 10 \ce{O} de ce côté aussi.
L'équation de combustion s'écrit donc :

Les réactions de combustion sont en fait systématiquement des réactions d'oxydation violentes par le dioxygène (le comburant). Le combustible joue donc tout le temps le rôle de réducteur.

Les réactions de combustion sont des réactions d'oxydoréduction particulières dans le sens où si le combustible n'est composé que de \ce{C}, \ce{O} et \ce{H}, les produits seront systématiquement \ce{H2O_{(g)}} et \ce{CO2_{(g)}} tandis que l'oxydant est toujours \ce{O2_{(g)}}.
On ne cherche donc pas à établir les demi-équations des couples mis en jeu mais directement à établir l'équation de réaction. Sans équilibrer les coefficients, cela donne :

\ce{C5H12_{(g)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} \ce{H2O_{(g)}} + \ce{CO2_{(g)}}

On équilibre alors en priorité les atomes qui ne sont présents que dans un seul réactif ou un seul produit (C et H) :

\ce{C5H12_{(g)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 6\ce{H2O_{(g)}} + 5\ce{CO2_{(g)}}

En faisant le total des atomes d'oxygène parmi les produits (16), on en déduit que le coefficient à indiquer devant le réactif dioxygène est 8 pour que l'on ait bien 16 \ce{O} de ce côté aussi.
L'équation de combustion s'écrit donc :

Les réactions de combustion sont en fait systématiquement des réactions d'oxydation violentes par le dioxygène (le comburant). Le combustible joue donc tout le temps le rôle de réducteur.

Les réactions de combustion sont des réactions d'oxydoréduction particulières dans le sens où si le combustible n'est composé que de \ce{C}, \ce{O} et \ce{H}, les produits seront systématiquement \ce{H2O_{(g)}} et \ce{CO2_{(g)}} tandis que l'oxydant est toujours \ce{O2_{(g)}}.
On ne cherche donc pas à établir les demi-équations des couples mis en jeu mais directement à établir l'équation de réaction. Sans équilibrer les coefficients, cela donne :

\ce{C7H16_{(g)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} \ce{H2O_{(g)}} + \ce{CO2_{(g)}}

On équilibre alors en priorité les atomes qui ne sont présents que dans un seul réactif ou un seul produit (C et H) :

\ce{C7H16_{(g)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 8\ce{H2O_{(g)}} + 7\ce{CO2_{(g)}}

En faisant le total des atomes d'oxygène parmi les produits (22), on en déduit que le coefficient à indiquer devant le réactif dioxygène est 11 pour que l'on ait bien 22 \ce{O} de ce côté aussi.
L'équation de combustion s'écrit donc :

Les réactions de combustion sont en fait systématiquement des réactions d'oxydation violentes par le dioxygène (le comburant). Le combustible joue donc tout le temps le rôle de réducteur.

Les réactions de combustion sont des réactions d'oxydoréduction particulières dans le sens où si le combustible n'est composé que de \ce{C}, \ce{O} et \ce{H}, les produits seront systématiquement \ce{H2O_{(g)}} et \ce{CO2_{(g)}} tandis que l'oxydant est toujours \ce{O2_{(g)}}.
On ne cherche donc pas à établir les demi-équations des couples mis en jeu mais directement à établir l'équation de réaction. Sans équilibrer les coefficients, cela donne :

\ce{C2H6_{(g)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} \ce{H2O_{(g)}} + \ce{CO2_{(g)}}

On équilibre alors en priorité les atomes qui ne sont présents que dans un seul réactif ou un seul produit (C et H) :

\ce{C2H6_{(g)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 3\ce{H2O_{(g)}} + 2\ce{CO2_{(g)}}

En faisant le total des atomes d'oxygène parmi les produits (7), on en déduit que le coefficient à indiquer devant le réactif dioxygène serait de 3,5 pour que l'on ait bien 7 \ce{O} de ce côté aussi.
On multiplie tous les coefficients stoechiométriques par deux.
L'équation de combustion s'écrit donc :

Les réactions de combustion sont en fait systématiquement des réactions d'oxydation violentes par le dioxygène (le comburant). Le combustible joue donc tout le temps le rôle de réducteur.

Les réactions de combustion sont des réactions d'oxydoréduction particulières dans le sens où si le combustible n'est composé que de \ce{C}, \ce{O} et \ce{H}, les produits seront systématiquement \ce{H2O_{(g)}} et \ce{CO2_{(g)}} tandis que l'oxydant est toujours \ce{O2_{(g)}}.
On ne cherche donc pas à établir les demi-équations des couples mis en jeu mais directement à établir l'équation de réaction. Sans équilibrer les coefficients, cela donne :

\ce{C6H13OH_{(l)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} \ce{H2O_{(g)}} + \ce{CO2_{(g)}}

On équilibre alors en priorité les atomes qui ne sont présents que dans un seul réactif ou un seul produit (C et H) :

\ce{C6H13OH_{(l)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 7\ce{H2O_{(g)}} + 6\ce{CO2_{(g)}}

En faisant le total des atomes d'oxygène parmi les produits (19), on en déduit que le coefficient à indiquer devant le réactif dioxygène est de 9 pour que l'on ait bien 1 + 18 = 19 \ce{O} de ce côté aussi.
L'équation de combustion s'écrit donc :

Les réactions de combustion sont en fait systématiquement des réactions d'oxydation violentes par le dioxygène (le comburant). Le combustible joue donc tout le temps le rôle de réducteur.

Les réactions de combustion sont des réactions d'oxydoréduction particulières dans le sens où si le combustible n'est composé que de \ce{C}, \ce{O} et \ce{H}, les produits seront systématiquement \ce{H2O_{(g)}} et \ce{CO2_{(g)}} tandis que l'oxydant est toujours \ce{O2_{(g)}}.
On ne cherche donc pas à établir les demi-équations des couples mis en jeu mais directement à établir l'équation de réaction. Sans équilibrer les coefficients, cela donne :

\ce{C3H7OH_{(l)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} \ce{H2O_{(g)}} + \ce{CO2_{(g)}}

On équilibre alors en priorité les atomes qui ne sont présents que dans un seul réactif ou un seul produit (C et H) :

\ce{C3H7OH_{(l)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 4\ce{H2O_{(g)}} + 3\ce{CO2_{(g)}}

En faisant le total des atomes d'oxygène parmi les produits (10), on en déduit que le coefficient à indiquer devant le réactif dioxygène serait de 4,5 pour que l'on ait bien 1 + 9 = 10 \ce{O} de ce côté aussi.
On multiplie tous les coefficients stoechiométriques par deux.
L'équation de combustion s'écrit donc :

Les réactions de combustion sont en fait systématiquement des réactions d'oxydation violentes par le dioxygène (le comburant). Le combustible joue donc tout le temps le rôle de réducteur.

Les réactions de combustion sont des réactions d'oxydoréduction particulières dans le sens où si le combustible n'est composé que de \ce{C}, \ce{O} et \ce{H}, les produits seront systématiquement \ce{H2O_{(g)}} et \ce{CO2_{(g)}} tandis que l'oxydant est toujours \ce{O2_{(g)}}.
On ne cherche donc pas à établir les demi-équations des couples mis en jeu mais directement à établir l'équation de réaction. Sans équilibrer les coefficients, cela donne :

\ce{C7H15OH_{(l)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} \ce{H2O_{(g)}} + \ce{CO2_{(g)}}

On équilibre alors en priorité les atomes qui ne sont présents que dans un seul réactif ou un seul produit (C et H) :

\ce{C7H15OH_{(l)}} + \ce{O2_{(g)}} \ce{->} 8\ce{H2O_{(g)}} + 7\ce{CO2_{(g)}}

En faisant le total des atomes d'oxygène parmi les produits (22), on en déduit que le coefficient à indiquer devant le réactif dioxygène serait de 10,5 pour que l'on ait bien 1 + 21 = 22 \ce{O} de ce côté aussi.
On multiplie tous les coefficients stoechiométriques par deux.
L'équation de combustion s'écrit donc :