■ Les atomes se lient entre eux à l’aide de liaisons covalentes et forment un édifice électriquement neutre appelé molécule. La liaison chimique est le siège d’une forme de stockage d’énergie : il faut qu’un système chimique consomme de l’énergie pour rompre les liaisons présentes dans ses molécules. Inversement, un système chimique libère de l’énergie lorsque des liaisons s’y forment entre atomes et produisent des molécules, car les produits formés sont plus stables que les atomes isolés.

■ Une liaison covalente est formée par la mise en commun de deux électrons de valence entre deux atomes.

■ Une espèce chimique est oxydante si elle peut capter un ou plusieurs électrons. Une espèce chimique est réductrice si elle peut céder un ou plusieurs électrons. Une transformation d’oxydation et de réduction est modélisée par un transfert d’électrons entre une espèce oxydante et une espèce réductrice.

La combustion désigne une catégorie de transformations chimiques dans laquelle un carburant (bougie, bois, gaz) réagit avec un comburant (bien souvent le dioxygène de l’air). Les produits de la combustion sont les composés oxydés formés à partir des éléments chimiques présents dans le carburant.
La combustion d’un composé carboné produit du monoxyde de carbone CO ou du dioxyde de carbone CO₂.
La combustion d’un composé hydrogéné produit de l’eau H₂O.
La combustion d’un composé azoté produit des oxydes d’azote NOx comme le protoxyde d’azote NO ou le dioxyde d’azote NO₂. La combustion est dite complète si elle produit les composés les plus oxydés possibles (comme CO₂ pour le carbone, NO₂ pour l’azote). Sinon, il s’agit d’une combustion partielle.

Les combustions sont des transformations exothermiques : lors d’une combustion, le système chimique cède de l’énergie vers l’extérieur sous forme de chaleur.

Les combustions peuvent être modélisées par des réactions d’oxydation et de réduction. L’oxydant de la transformation est alors le dioxygène O₂.
Ex. : Le méthane, de formule CH₄, est un biocarburant. Sa combustion par le dioxygène est modélisée par une réaction d’oxydo-réduction dont l’équation est :

CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g)
Les deux couples mis en jeu sont alors CO₂/CH₄ et O₂/H₂O.

■ demi-équation de l'oxydation du méthane :
CH₄(g) + 2 H₂O(g) = CO₂(g) + 8 H⁺ + 8 e^-.
■ demi-équation de la réduction du dioxygène :
O₂(g) + 4 H⁺ + 4 e^- = 2 H₂O(g).

Le nombre d’électrons consommés doit être égal au nombre d’électrons cédés. Il faut donc considérer la réduction du dioxygène deux fois :
CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g)
2 O₂(g) + 8 H⁺ + 8 e^- = 4 H₂O(g).

En sommant membre à membre :
CH₄ + 2 H₂O + 2 O₂ + 8 H⁺ + 8 e^- → CO₂ + 8 H⁺+ 8 e^- + 4 H₂O
En simplifiant :
CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g)

En s’appuyant sur le dernier exemple, la problématique est la suivante : combien de joule sont fournis par le système lors de la combustion de chaque mole de méthane ?
La réponse est fournie par une grandeur, l’énergie molaire de réaction. La valeur est obtenue par l’expérience, en comptabilisant l’énergie reçue en réalisant la combustion d’une mole de méthane. Un raisonnement peut également être conduit à l’aide d’un bilan de liaisons rompues et formées :
CH₄(g) + 2 O₂(g) → CO₂(g) + 2 H₂O(g)

Au cours de cette réaction, quelles liaisons seront rompues ?

• 1 mole de méthane correspond à 4 moles de liaisons C-H ;
• 2 moles de dioxygène correspondent à 2 moles de liaisons O=O.

Combien de liaisons seront formées ?

• 1 mole de dioxyde de carbone correspond à 2 moles de liaisons C=O ;
• 2 moles d'eau correspondent à 4 moles de liaisons O-H.

Or, les valeurs des énergies de liaison sont connues :

Liaison	C-H	O=O	C=O	O-H
Énergie associée en kJ/mol	413	496	796	463

Quelle énergie est consommée par le système pour rompre toutes les liaisons des réactifs ? ℰ_cédée = 4×413 kJ + 2×496 kJ = 2 644 kJ.
Quelle énergie est fournie par le système pour former toutes les liaisons des produits ? ℰ_consommée = 2×796 kJ + 4×463 kJ = 3 444 kJ.

Ainsi, chaque mole de méthane est associée lors de sa combustion à 3 444 kJ fournis par le système, mais 2 644 kJ consommés par le système. Le bilan est que le système fournit 3 444 kJ - 2 644 kJ = 800 kJ. La transformation est bien exothermique.
L’énergie molaire de combustion du méthane est d’environ 800 kJ/mol.
La masse molaire du méthane vaut 16 g/mol. Ainsi, brûler 16 g de méthane, c’est libérer 800 kJ.
Donc brûler 1 g de méthane, c’est libérer 50 kJ. Ainsi, le pouvoir calorifique massique du méthane est de 50 kJ/g.

Or en termes d’ordre de grandeur, 1 kJ équivaut à l’énergie mise en jeu pour soulever de 10 cm une voiture de type Twingo.
Finalement, brûler 1 g de méthane permettrait de soulever une Twingo sur une hauteur de 50 cm !
Ex. de pouvoirs calorifiques massiques exprimés en kJ/g :

méthane	éthane	octane (essence)	éthanol	éthanal	dihydrogène
50	48	44	29	24	121

Comment déterminer ces valeurs expérimentalement ? Une expérience peut être menée pour étudier l'énergie que fournit de la bougie en brûlant, plus particulièrement l'énergie que fournit chaque gramme de bougie en brûlant.

En plus des mesures obtenues lors de l’expérience, une donnée supplémentaire doit être fournie. Il s’agit de la capacité calorifique de l’eau c_eau = 4,18 J·g^-1·°C^-1. Cette grandeur indique que chaque gramme d’eau consomme une énergie égale à 4,18 J à chaque fois que sa température s’élève d’une degré Celsius.
Ici, 203&bsp;g d’eau ont gagné 27,6 °C, ce qui a consommé une énergie égale à 4,18 J/g/°C × 203 g × 27,6 °C = 23 420 J ≈ 23 kJ. Cette énergie a été fournie par une masse de bougie égale à 3 g.
Ainsi, chaque gramme de bougie libère durant sa combustion une énergie égale à 23 kJ/3 ≈ 7,7 kJ.
Le pouvoir calorifique de la bougie est d’environ 7,7 kJ/g.

La consommation d’énergie dans le monde est importante et croissante. Une part de cette énergie est obtenue à l’aide de combustions (charbon, pétrole, hydrocarbures, etc.). La combustion des hydrocarbures s’accompagne de la production de dioxyde de carbone. Ce gaz figure dans la liste des gaz à effet de serre. Sa présence dans l’atmosphère contribue à l’effet de serre, ce qui engendre une retenue d’énergie dans le système sol-atmosphère par phénomène d’absorption des radiations dans le domaine des infrarouges rayonnés par le sol chaud.

L’intensité des activités humaines conduit à une quantité de plus en plus grande de dioxyde de carbone émis dans l’atmosphère, ce qui participe à accentuer l’effet de serre et au dérèglement climatique.
C’est notamment le cas dans les domaines de l’industrie, des transports et de l’habitat.
Ex. : la combustion de l’essence (octane) dans le moteur d’un véhicule thermique libère du dioxyde de carbone ; même chose pour le kérosène dans les moteurs d’avion ; la production d’électricité dans les centrales thermiques (centrales à charbon) libère aussi du dioxyde de carbone. Cette remarque doit permettre de se questionner sur les vertus des moteurs électriques prétendument propres : consommer de l’électricité, c’est aussi indirectement libérer du dioxyde de carbone.

La connaissance de ces phénomènes conduit la communauté scientifique à développer des méthodes de conversion de l’énergie sans combustion : éolienne, barrages hydrauliques, centrales marée-motrices, géothermie, panneaux solaires, moteurs à dihydrogène, piles à combustibles, etc.