Quelle est la formule développée du méthane ?

Un atome de carbone au centre lié à 4 atomes d'hydrogène

Un atome de carbone lié à 2 atomes d'hydrogène et 1 atome d'oxygène

Un skieur alpin utilise une lampe à pétrole pour éclairer son refuge. Le pétrole est un mélange d'alcanes, dont l'heptane (C₇H₁₆). Quelle est la formule développée correcte de l'heptane ?

Une chaîne de 7 atomes de carbone liés par des liaisons simples, avec chaque carbone lié à 2 ou 3 atomes d'hydrogène.

Une chaîne de 6 atomes de carbone avec un carbone central lié à 4 atomes d'hydrogène.

Une chaîne de 7 atomes de carbone avec une double liaison entre le 3ème et 4ème carbone.

Un cycle de 7 atomes de carbone, chacun lié à 2 atomes d'hydrogène.

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Introduction à la chimie organique

Programme en vigueur — arrêté du 9 novembre 2015, applicable en 3ème depuis la rentrée 2016. Voir le texte

Mesure annoncée pour 2027, non confirmée réglementairement au 9 septembre 2026. Ce que l'on sait

La règle d'or

La combustion complète d'un alcane ne produit que du dioxyde de carbone et de l'eau, quel que soit l'alcane brûlé.

L'erreur que tout le monde fait

Équilibrer une équation de combustion en modifiant les formules, par exemple en écrivant CO à la place de CO₂.

Une formule décrit une molécule réelle : la changer revient à fabriquer une autre substance. Seuls les nombres écrits devant les formules peuvent être ajustés.

Ne toucher qu'aux coefficients devant les formules, jamais aux indices à l'intérieur.

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Notions à maîtriser

carbone
alcane
méthane
combustion
CO₂
hydrocarbure
pétrole
organique

Réviser

Fiche de révision

La chimie organique, c'est quoi ?

Introduction à la chimie organique 1. Définition La chimie organique étudie les composés du carbone (sauf CO₂, CO et carbonates). Ces molécules sont souvent issues d’êtres vivan

Lire la fiche

Le bois, le plastique, l'essence, le sucre, votre peau : tous sont bâtis sur le même atome. Le carbone a la propriété rare de former quatre liaisons et de s'enchaîner avec lui-même, en chaînes, en boucles, en ramifications. De cette seule particularité viennent les millions de molécules du vivant et de l'industrie — et c'est ce que ce chapitre ouvre.

1Ce qu'est une molécule organique

Définition

molécule organique — Une molécule organique est une molécule bâtie sur un squelette d'atomes de carbone, auxquels s'attachent surtout des atomes d'hydrogène, et souvent d'oxygène ou d'azote. Le nom vient du XIXᵉ siècle, où l'on croyait ces molécules réservées aux organismes vivants — on sait depuis qu'elles se fabriquent aussi en usine, mais le mot est resté.

Règle

Dans une molécule, un atome de carbone établit toujours 4 liaisons, un atome d'oxygène 2, et un atome d'hydrogène 1. Cette règle suffit à contrôler n'importe quelle formule développée : un carbone qui ne porte que trois traits est un carbone mal dessiné.

Attention à ne pas conclure trop vite : toute molécule contenant du carbone n'est pas organique. Le dioxyde de carbone, le monoxyde de carbone et les carbonates — le calcaire, par exemple — contiennent du carbone et relèvent de la chimie minérale. Ce qui fait l'organique, c'est la chaîne carbonée, pas la présence d'un atome isolé.

2Les alcanes, la famille la plus simple

Définition

alcane — Un alcane est une molécule formée uniquement de carbone et d'hydrogène — c'est un hydrocarbure — dont tous les atomes de carbone sont reliés entre eux par des liaisons simples. La chaîne étant saturée d'hydrogène, une seule formule les décrit tous, où $n$ est le nombre d'atomes de carbone.

C_{n} H_{2 n + 2}

Formules développées du méthane et de l'éthane : chaque trait est une liaison, et chaque carbone en porte exactement quatre.

Règle

Les quatre premiers alcanes portent des noms qu'il faut connaître, et leur préfixe indique le nombre de carbones : méthane (1 C), éthane (2 C), propane (3 C), butane (4 C). À partir de cinq, le préfixe redevient régulier : pentane, hexane, heptane, octane. Tous se terminent par -ane, la marque de la famille.

C H_{4} C_{2} H_{6} C_{3} H_{8} C_{4} H_{10}

Écrire la formule brute et la formule développée d'un alcane

Lire le préfixe du nom pour connaître le nombre $n$ d'atomes de carbone.prop- signifie trois carbones.
Appliquer la formule générale pour obtenir le nombre d'hydrogènes. $2 \times 3 + 2 = 8$
Écrire la formule brute, qui ne fait que compter les atomes : ici $C_{3} H_{8}$ .
Pour la formule développée, aligner les carbones et les relier par des liaisons simples.
Compléter chaque carbone jusqu'à quatre liaisons avec des hydrogènes, puis recompter : le total doit retomber sur la formule brute.

Piège

Confondre la formule brute et la formule développée, et répondre par un dessin quand on demande une formule brute.

Pourquoi — Les deux décrivent la même molécule et ne répondent pas à la même question. La formule brute compte les atomes — $C_{2} H_{6}$ — sans dire comment ils sont reliés. La formule développée montre les liaisons et permet de distinguer deux molécules de même formule brute, ce qui arrive dès quatre carbones.

Le réflexe — Lire le verbe de la consigne. « Donner la formule brute » attend deux symboles et deux indices ; « représenter la formule développée » attend un schéma avec tous les traits.

3La combustion complète d'un alcane

Règle

Lorsqu'un alcane brûle en présence de dioxygène en quantité suffisante, la combustion est dite complète : elle produit du dioxyde de carbone et de l'eau, et elle libère de l'énergie. Ces deux produits sont les mêmes quel que soit l'alcane — seuls les nombres changent.

alcane + dioxyg \overset{e}{ˋ} ne ⟶ dioxyde de carbone + eau

Exemple

Écrire et équilibrer l'équation de la combustion complète du méthane, le gaz de ville.

On écrit d'abord les formules, sans se soucier des nombres : $C H_{4} + O_{2} ⟶ C O_{2} + H_{2} O$ .
Le carbone est déjà équilibré : un à gauche, un à droite.
Les hydrogènes : 4 à gauche, 2 à droite. On place donc un 2 devant l'eau. $2 \times 2 = 4$
Les oxygènes : à droite, 2 dans le dioxyde de carbone et 2 dans les deux molécules d'eau, soit 4. On place un 2 devant le dioxygène. $2 + 2 \times 1 = 4$
Contrôle final, atome par atome : 1 carbone de chaque côté, 4 hydrogènes, 4 oxygènes.

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Le contrôle qui clôt tout équilibrage : chaque ligne doit se lire deux fois le même nombre.

Piège

Équilibrer une équation en changeant les indices : écrire $C O_{4}$ pour trouver quatre oxygènes.

Pourquoi — Changer un indice change la molécule elle-même : $C O_{4}$ n'existe pas, et l'équation ne décrit plus la réaction étudiée. Équilibrer, c'est ajuster le nombre de molécules — les grands nombres écrits devant les formules — jamais leur composition.

Le réflexe — Ne toucher qu'à ce qui est écrit devant les formules. Les indices, écrits en petit et en bas, sont donnés par la nature et ne se négocient pas.

4La conservation de la masse

Règle

Au cours d'une transformation chimique, les atomes se réorganisent mais ne disparaissent ni n'apparaissent. Le nombre d'atomes de chaque élément se conserve, et donc la masse totale aussi : la masse des réactifs consommés est égale à la masse des produits formés. C'est la loi énoncée par Lavoisier en 1789.

Exemple

On brûle 16 g de méthane. La combustion consomme 64 g de dioxygène et produit 44 g de dioxyde de carbone. Quelle masse d'eau s'est formée ?

On calcule d'abord la masse totale engagée dans la réaction : $16 + 64 = 80$
Cette masse se retrouve intégralement dans les produits. On retranche donc le dioxyde de carbone : $80 - 44 = 36$
Le résultat n'a rien d'évident : on a brûlé 16 g de gaz et il se forme 80 g de produits. La différence vient du dioxygène de l'air, invisible mais bien présent sur la balance.

36 g d'eau

5Combustion incomplète, et le risque qu'elle crée

Définition

combustion incomplète — Quand le dioxygène manque — appareil mal réglé, pièce non ventilée, conduit obstrué —, la combustion est incomplète. Elle produit alors du monoxyde de carbone $C O$ et des particules de carbone qui donnent une flamme jaune et fumeuse, au lieu de la flamme bleue d'une combustion complète.

Le monoxyde de carbone est incolore, inodore et mortel : il se fixe sur l'hémoglobine à la place du dioxygène, et rien n'avertit la victime. C'est pourquoi un chauffe-eau à gaz exige une ventilation qu'on ne bouche jamais, et pourquoi un barbecue ne s'utilise pas à l'intérieur. Une flamme jaune sur un appareil à gaz est un signal : elle dit que la combustion est incomplète.

Règle

Deux tests identifient les produits d'une combustion, et ils sont exigibles. L'eau de chaux se trouble en présence de dioxyde de carbone. Le sulfate de cuivre anhydre, blanc, bleuit en présence d'eau. Un test décrit sans son résultat attendu ne vaut rien : il faut annoncer les deux.

6Pétrole et énergies fossiles

Le pétrole, le gaz naturel et le charbon sont des énergies fossiles : ils proviennent de matière organique enfouie et transformée sur des millions d'années. Deux conséquences en découlent, et le brevet les attend l'une comme l'autre. Ce sont des ressources non renouvelables à l'échelle humaine — ce qui est brûlé ne se reconstitue pas. Et leur combustion libère du dioxyde de carbone, gaz à effet de serre, qui était piégé sous terre depuis des millions d'années.

▢Ma molécule est-elle organique — une chaîne carbonée — ou minérale, comme le dioxyde de carbone ?
▢Chaque carbone de ma formule développée porte-t-il bien quatre liaisons ?
▢Ai-je équilibré en changeant les coefficients devant les formules, jamais les indices ?
▢Ai-je recompté chaque élément des deux côtés, carbone puis hydrogène puis oxygène ?
▢Ai-je annoncé le résultat attendu de chaque test, et pas seulement son nom ?
▢Ma masse de produits est-elle égale à ma masse de réactifs ?

L'essentiel en 9 points

·Organique = une chaîne carbonée. Le dioxyde de carbone et les carbonates sont minéraux.
·Un carbone fait 4 liaisons, un oxygène 2, un hydrogène 1 — le contrôle de toute formule développée.
·Alcane : $C_{n} H_{2 n + 2}$ . Méthane, éthane, propane, butane, puis pentane, hexane, heptane, octane.
·Combustion complète : alcane + dioxygène → dioxyde de carbone + eau.
·Équilibrer = changer les coefficients devant les formules, jamais les indices.
·Conservation de la masse : masse des réactifs = masse des produits (Lavoisier).
·Eau de chaux qui se trouble → dioxyde de carbone. Sulfate de cuivre anhydre qui bleuit → eau.
·Flamme jaune et fumeuse → combustion incomplète → monoxyde de carbone, incolore, inodore, mortel.
·Énergies fossiles : non renouvelables, et leur combustion libère du dioxyde de carbone.

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Au sommaire du cours

1. Ce qu'est une molécule organique
2. Les alcanes, la famille la plus simple
3. La combustion complète d'un alcane
4. La conservation de la masse
5. Combustion incomplète, et le risque qu'elle crée
6. Pétrole et énergies fossiles

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Exercices corrigés

Donner la formule brute de chaque alcane à partir de son nombre d'atomes de carbone.

Calculer

a.Le propane, qui compte 3 atomes de carbone.
b.Le pentane, qui en compte 5.
c.L'octane, l'un des constituants de l'essence, qui en compte 8.
d.Un alcane de formule $C_{n} H_{22}$ : combien a-t-il d'atomes de carbone ?

›Voir le corrigé

a. On applique la formule générale avec $n = 3$ : $2 \times 3 + 2 = 8$
Le propane a donc pour formule brute $C_{3} H_{8}$ .
b. Avec $n = 5$ : $2 \times 5 + 2 = 12$
Le pentane s'écrit $C_{5} H_{12}$ .
c. Avec $n = 8$ : $2 \times 8 + 2 = 18$
L'octane s'écrit $C_{8} H_{18}$ .
d. On remonte la formule : le nombre d'hydrogènes vaut $2 n + 2$ , donc on retire 2 puis on divise par 2. $(22 - 2) \div 2 = 10$
Il s'agit du décane, $C_{10} H_{22}$ .

Classer chaque espèce en chimie organique ou en chimie minérale, et justifier en quelques mots.

Connaître

a.Le dioxyde de carbone $C O_{2}$ .
b.Le butane $C_{4} H_{10}$ .
c.L'eau $H_{2} O$ .
d.Le glucose $C_{6} H_{12} O_{6}$ .

›Voir le corrigé

a. Minérale. Le dioxyde de carbone contient du carbone, mais un seul atome, isolé : il n'y a pas de chaîne carbonée.
b. Organique. Quatre carbones enchaînés portant des hydrogènes : c'est un hydrocarbure.
c. Minérale. L'eau ne contient aucun atome de carbone.
d. Organique. Six carbones enchaînés, avec de l'hydrogène et de l'oxygène — c'est une molécule du vivant.
Le point a est celui qui trie les copies : la présence de carbone ne suffit pas, il faut une chaîne.

Équilibrer les équations de combustion complète. Vérifier chaque élément avant de conclure.

Calculer

a. $C_{3} H_{8} + \dots O_{2} ⟶ \dots C O_{2} + \dots H_{2} O$
b. $\dots C_{2} H_{6} + \dots O_{2} ⟶ \dots C O_{2} + \dots H_{2} O$
c.Dresser le tableau des atomes pour l'équation b et vérifier les trois lignes.

›Voir le corrigé

a. Trois carbones à gauche imposent 3 molécules de dioxyde de carbone ; huit hydrogènes imposent 4 molécules d'eau. $4 \times 2 = 8$
Les oxygènes de droite se comptent alors : $3 \times 2 + 4 \times 1 = 10$
Il en faut 10 à gauche, soit 5 molécules de dioxygène : $C_{3} H_{8} + 5 O_{2} ⟶ 3 C O_{2} + 4 H_{2} O$ .
b. Avec une seule molécule d'éthane, les oxygènes tombent sur un nombre impair. On double donc tout l'éthane : $2 C_{2} H_{6} + 7 O_{2} ⟶ 4 C O_{2} + 6 H_{2} O$ .
c. Carbone : $2 \times 2 = 4$
Hydrogène : $2 \times 6 = 12$
Oxygène, à gauche puis à droite : $7 \times 2 = 4 \times 2 + 6$
Les trois lignes se lisent deux fois le même nombre : l'équation est équilibrée.

Conservation de la masse. On brûle complètement 32 g de méthane dans un récipient fermé.

Calculer

a.La combustion produit 88 g de dioxyde de carbone et 72 g d'eau. Quelle masse totale de produits obtient-on ?
b.En déduire la masse de dioxygène consommée.
c.La masse du récipient fermé a-t-elle changé ? Justifier.

›Voir le corrigé

a. On additionne les deux produits : $88 + 72 = 160$
b. La masse des réactifs est égale à celle des produits. On retranche donc le méthane : $160 - 32 = 128$
La combustion a consommé 128 g de dioxygène, soit quatre fois la masse du gaz brûlé.
c. Non. Rien n'est entré, rien n'est sorti : les atomes se sont seulement réorganisés, et la balance affiche la même valeur avant et après.
C'est exactement ce que dit Lavoisier — et c'est ce qui rend l'expérience concluante uniquement en récipient fermé : à l'air libre, les gaz s'échappent et la masse semble diminuer.

Identification et sécurité. Un technicien contrôle une chaudière à gaz.

Raisonner

a.Il place une soucoupe froide au-dessus de la flamme : des gouttelettes apparaissent. Quel test permet de confirmer qu'il s'agit d'eau, et quel résultat attend-il ?
b.Il fait barboter les gaz de combustion dans de l'eau de chaux, qui se trouble. Que conclut-il ?
c.La flamme est jaune et fumeuse. Que signale-t-elle, et quel danger crée-t-elle ?

›Voir le corrigé

a. Le sulfate de cuivre anhydre, de couleur blanche, bleuit au contact de l'eau. C'est le test de l'eau, et il faut annoncer le changement de couleur, pas seulement le nom du réactif.
b. Le trouble de l'eau de chaux signale la présence de dioxyde de carbone. Avec l'eau détectée en a, cela confirme une combustion d'un composé contenant du carbone et de l'hydrogène.
c. Une flamme jaune et fumeuse signale une combustion incomplète : le dioxygène manque, et il se forme des particules de carbone — la suie — ainsi que du monoxyde de carbone.
Ce gaz est incolore, inodore et mortel : il se fixe sur l'hémoglobine à la place du dioxygène. Le technicien doit rétablir l'arrivée d'air et vérifier la ventilation.

Une cartouche de camping-gaz contient 116 g de butane, brûlés entièrement en plein air.

Modéliser

a.Donner la formule brute du butane, qui compte 4 atomes de carbone.
b.Équilibrer : $\dots C_{4} H_{10} + \dots O_{2} ⟶ \dots C O_{2} + \dots H_{2} O$
c.La combustion consomme 416 g de dioxygène et produit 352 g de dioxyde de carbone. Calculer la masse d'eau formée.
d.Comparer la masse de dioxyde de carbone rejetée à la masse de gaz brûlée, et commenter.

›Voir le corrigé

a. Avec $n = 4$ : $2 \times 4 + 2 = 10$
Le butane s'écrit $C_{4} H_{10}$ .
b. Une seule molécule de butane donne un nombre impair d'oxygènes ; on double donc le butane : $2 C_{4} H_{10} + 13 O_{2} ⟶ 8 C O_{2} + 10 H_{2} O$ . $13 \times 2 = 8 \times 2 + 10$
c. La masse totale engagée vaut : $116 + 416 = 532$
On retranche le dioxyde de carbone pour obtenir l'eau : $532 - 352 = 180$
Il se forme 180 g d'eau.
d. La cartouche pesait 116 g de gaz et rejette 352 g de dioxyde de carbone : $352 \div 116 \approx 3$
Brûler un kilogramme de butane rejette environ trois kilogrammes de dioxyde de carbone. Le surplus vient du dioxygène de l'air, qui s'ajoute au carbone du combustible — c'est pourquoi les émissions d'un véhicule dépassent toujours la masse de carburant consommée.

Ce qui rapporte des points, ce qui en coûte

Distinguer une molécule organique d'une molécule minérale par la chaîne carbonée1 ptPerdu si : Classer le dioxyde de carbone en organique parce qu'il contient du carbone
Appliquer $C_{n}H_{2n+2}$ pour trouver une formule brute2 ptsPerdu si : Écrire $C_{3}H_{6}$ au lieu de $C_{3}H_{8}$
Équilibrer en ajustant les coefficients, puis recompter les trois éléments3 ptsPerdu si : Modifier un indice et faire apparaître une molécule qui n'existe pas
Utiliser la conservation de la masse pour trouver une masse manquante2 ptsPerdu si : Oublier le dioxygène de l'air dans le bilan de masse
Nommer un test **et** son résultat attendu2 ptsPerdu si : Écrire « on fait le test de l'eau de chaux » sans dire qu'elle se trouble

La méthode

Équilibrer la combustion d'un alcane

1
Écrire les réactifs à gauche et les produits à droite : alcane et dioxygène d'un côté, dioxyde de carbone et eau de l'autre.
2
Équilibrer d'abord les atomes de carbone, en ajustant le coefficient devant le dioxyde de carbone.
3
Équilibrer ensuite les atomes d'hydrogène, en ajustant le coefficient devant l'eau.
4
Équilibrer les atomes d'oxygène en dernier, en ajustant le coefficient devant le dioxygène.
L'oxygène vient en dernier parce qu'il apparaît dans les deux produits.
5
Vérifier en comptant chaque élément des deux côtés de la flèche.

Se tester

Touches 1 à 4

Physique-Chimie3ème

Question 1

Quelle est la masse molaire du butane (

C_4H_{10}

) ? (Masses molaires atomiques :

C = 12 \text{ g/mol}

;

H = 1 \text{ g/mol}

)

Aucun compte requis — réponds, la correction s'affiche aussitôt.

Signaler une erreur

Se tester en conditions de contrôle

4 contrôles sur ce chapitre, chacun avec sa durée, son barème sur vingt et un corrigé qui explique chaque réponse. Trois niveaux — Essentiel, Standard, Approfondi — se complètent sans reposer une question : on commence par celui qui correspond, et la note dit lequel faire ensuite.

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Questions fréquentes

Introduction à la chimie organique : c'est en quelle classe ?

Ce chapitre est au programme de Physique-Chimie au collège, en classe de 3ème, année du Brevet. Il est défini par le Bulletin Officiel de l'Éducation nationale, le texte de référence qui fixe ce qui doit être enseigné dans chaque matière.

Que faut-il savoir sur Introduction à la chimie organique ?

Molécules organiques : carbone, hydrogène, oxygène. Alcanes (méthane, éthane, propane). Formules brutes et développées. Combustion complète : alcane + O₂ → CO₂ + H₂O. Pétrole et énergies fossiles. Les notions à maîtriser sont : carbone, alcane, méthane, combustion, CO₂, hydrocarbure.

Où télécharger la fiche PDF de Introduction à la chimie organique ?

Sur cette page, dans le bloc « Imprimer » : 3 documents à télécharger — le cours, les exercices et le corrigé — soit 9 pages au format A4, prêtes à imprimer. Le téléchargement est gratuit, immédiat, et ne demande ni compte ni adresse e-mail.

Le corrigé de Introduction à la chimie organique est-il fourni ?

Oui, et c'est un document à part : chaque exercice y est repris étape par étape, avec le barème détaillé en fin de fiche — ce qui est attendu, combien de points, et ce qui fait perdre le point. Un parent qui ne se souvient plus du programme peut corriger une copie avec.

Introduction à la chimie organique peut-il tomber au Brevet ?

Ce chapitre fait partie du programme officiel de 3ème, il entre donc dans le périmètre du Brevet. Le sujet exact varie chaque année et aucun chapitre n'est garanti, mais l'ensemble du programme de l'année est susceptible d'être évalué : mieux vaut ne pas parier sur des impasses.

Comment réviser Introduction à la chimie organique efficacement ?

Commence par lire la fiche de révision pour remettre la règle en place, puis enchaîne immédiatement sur le quiz de cette page. Répondre juste après avoir lu ne suffit pas : reviens sur le chapitre deux ou trois jours plus tard. C'est l'espacement des révisions, plus que leur durée, qui fait tenir une notion en mémoire. Une session de quinze minutes répétée vaut mieux qu'une heure unique.

Faut-il un compte pour s'entraîner sur Introduction à la chimie organique ?

Non. Les quiz, les corrections détaillées et les fiches de révision sont accessibles sans créer de compte et sans donner d'adresse e-mail. Le compte gratuit sert uniquement à conserver la progression d'un appareil à l'autre.

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