Cours de Combustion 1ere Partie

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Cours de combustion 1ière partie Notions I Rappels sur la structure de la matière et les forces naturelles I-1 Généralités Toute matière (gaz, liquide ou solide) est constituée d’atomes. L’atome est composé de protons, de neutrons et d’électrons. Les neutrons sont électriquement neutres, les protons sont chargés positivement : ils constituent le noyau. Ils ont tous les deux la même masse. Les électrons chargés négativement tournent autour du noyau et sont attirés par les charges positives des protons. Ils sont beaucoup plus légers que les protons et sont en général en nombre identique aux protons pour que l’atome ou la molécule soit électriquement neutre. Leurs orbites sont disposées en couches ayant un nombre d’électrons toujours identique à saturation (2 sur la première, 8 sur la seconde et troisième, 18 sur les 4ième et 5ième …). Lorsqu’une couche est saturée, on commence à remplir la couche immédiatement supérieure. Dans le tableau ci-dessous appelé « tableau périodique » les atomes ou éléments chimiques sont classés de telle manière que dans la même ligne on retrouve les éléments ayant le même nombre de couches et dans la même colonne les éléments ayant le même nombre d’électrons sur la couche extérieure, ce qui leur confère des propriétés chimiques voisines.

Dans chaque case, le nombre de gauche est le nombre de protons appelé numéro atomique et celui de droite est la masse atomique. Les atomes sont rarement seuls (sauf les gaz rares ou inertes dont la couche électronique extérieure est saturée) car, dans ce cas, cet état n’est pas stable pour deux raisons:

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- soit, ils ne sont plus électriquement neutres (on dit ionisés) comme c’est le cas par exemple dans les gaz à haute température (plasma, panaches luminescents de chalumeaux, colonne d’arc électrique). - soit, leur couche électronique extérieure n’est pas saturée (radicaux libres des combustions). Ils tendent alors à la saturer pour retrouver un état stable comme les gaz inertes en partageant des électrons avec un autre atome. On appelle cet état une liaison de covalence.

Ces atomes sont donc, en général, regroupés pour former des molécules (ou des cristaux dans le cas d’un solide). Un corps composé de molécules toutes identiques est un corps pur. Un corps simple est un corps pur où les molécules sont formées d’une seule sorte d’atomes.

Corps pur

Corps simple

Mélange

Les quantités représentées ci-dessus sont trop faibles pour l’échelle macroscopique. On multiplie ces quantités par le nombre d’Avogadro 6,023.1023 ainsi chaque molécule représente une mole. Pour les gaz, une mole occupe 22,4l sous les conditions normales de pression et de température (0°C,1atm).

I-2 Quelques ordres de grandeur :

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Le diamètre de l’atome est de l’ordre de 10-10m (1Amström), le noyau est environ 10000 à 50000 fois plus petit, le proton et l’électron ont un diamètre du même ordre que le noyau (environ 2.10-15m). Le rapport des diamètres de l’atome et du noyau est du même ordre que le rapport de l’orbite de la terre et de celui du soleil : la matière est essentiellement composée de vide ! Dans les gaz, la vitesse de déplacement des molécules est de l’ordre de 700m/s et la vitesse des électrons autour du noyau de l’ordre de 3000km/s. La densité du noyau est de l’ordre de 400000t/mm3. Dans les gaz, la distance intermoléculaire est de l’ordre de 30Amström dans les conditions normales (0°C, 1atm.) et de 3Amström pour les liquides et les solides. Donc la masse volumique des gaz est de l’ordre de 1kg/m3 et les forces intermoléculaires sont faibles alors que celle des liquides et des solides est de 1000kg/m3 et les liaisons intermoléculaires sont très fortes de sorte que les liquides sont incompressibles et les solides indéformables contrairement aux gaz. Les forces naturelles microscopiques qui s’exercent au niveau de l’atome sont de trois sortes : nucléaires, électrostatiques ou interatomiques et intermoléculaires. On les exprime en J/mole : c’est l’énergie qu’elles libèrent sous forme de chaleur ou de rayonnement au cours de leur rupture. -Les forces nucléaires sont les forces de cohésion du noyau. Elles interviennent au cours d’une réaction nucléaire de fission ou de fusion. Leur ordre de grandeur est de 1013J/mole. - Les forces électrostatiques interatomiques (cohésion de la molécule) interviennent au cours d’une réaction chimique. Ce sont celles qui nous intéressent dans ce cours. L’ordre de grandeur est de 5.105J/mole (20 millions de fois plus faibles que les forces nucléaires). - Les forces intermoléculaires régissent les changements de phase. Nous les avons étudiés dans les cours précédents, leur ordre de grandeur est de 5.104J/mole. II Equations chimiques globales II-1 Définitions, rappels Une réaction chimique est une transformation qui intervertit les liaisons chimiques sans changer la nature des atomes

Avant -stable

Après +stable

Le nombre des atomes de chaque espèce se conserve donc et par voie de conséquence la quantité de matière aussi : mavant=maprès. Pour décrire ce processus, on se sert des équations chimiques qui transcrivent sous forme mathématique la réalité précédente. Si

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4 par exemple est un atome de carbone C et réaction précédente :

est un atome d’oxygène O, on écrit pour la

3C+1O+1OO
1COO+1C+1CO Ou, 3C+O+O2
CO2+C+CO Comme nous l’avons dit, chaque quantité élémentaire s’adresse à une mole. L’équation précédente est l’équation chimique globale : elle ne nous explique pas le mécanisme de la réaction mais décrit seulement les compositions avant et après réaction. Une étude plus fine montre qu’il existe une succession de réactions élémentaires : la combustion est en fait une « réaction en chaine ». Nous verrons dans la deuxième partie de ce cours le mécanisme des réactions en chaine. Equilibrer une équation chimique consiste à faire en sorte que l’on retrouve le même nombre d’atome de chaque espèce de part et d’autre de la flèche. Exemple : On veut équilibrer :H2+O2
H2O On vérifie pour H : c’est correct par contre il ya deux fois trop de O dans le premier membre donc finalement :H2+1/2O2
H2O : c’est équilibré. Un mélange réactif est dit stœchiométrique si les proportions de ce mélange sont telles que toutes les molécules de réactant sont susceptibles de se transformer en produit de réaction complète, c'est à dire les plus stables (dégagement de chaleur maximum) Exemple :

C + 2 02
C02 + 02 il y a trop d'oxygène 2 C + 02
C02 + C il y a trop de carbone C + 02
C02 la réaction est stœchiométrique

Le problème revient à équilibrer la réaction complète (appelée aussi neutre), donc à connaître tout d'abord les produits de la réaction complète des réactifs donnés. Pour ce qui nous concerne, nous ne nous intéresserons qu'à la réaction du carbone et de l'hydrogène avec l'oxygène, dont les produits les plus stables sont le gaz carbonique CO2 et l'eau H20, mais il existe de nombreux autres produits possibles dont le plus courant est le monoxyde de carbone CO. La combustion est une réaction vive avec dégagement de chaleur. Nous n'étudierons que la combustion des hydrocarbures (molécules formées d'atomes de carbone et d'hydrogène), avec de l'oxygène ou de l'air (de composition chimique moyenne 02+3,77N2). II-2 Dosage: Pour caractériser un mélange combustible-comburant, on compare toujours sa composition à la composition stœchiométrique, Envisageons la combustion complète d'un hydrocarbure de formule chimique fictive CxHy dans l'oxygène: CxHy + O2
CO2 + H2O Equilibrons l’équation :

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5 CxHy. + (x + y/4) O2
x CO2 + (y/2) H2O La composition molaire du mélange stœchiométrique est donc de : une molécule de CxHy pour (x + y/4) d'oxygène. Le pouvoir comburivore est le rapport : quantité de comburant sur quantité de combustible à la stœchiométrie. Il peut, selon le cas, être exprimé en moles, en volume ou en masse. Lorsqu'il s'agit de combustibles gazeux on préfère l'exprimer en volume (voir 2ème partie §II-2); par contre pour les combustibles liquides, on l'exprime en masse.

 na   Va  Na =   , Va =    nc  stoech  Vc  stoech Vc =nc.V, Va =na.V où V est le volume molaire or toutes les molécules gazeuses occupent le même volume (Avogadro voir chapitre gaz parfait) donc : Va=Na Pour un combustible liquide: (Ma et Mc sont les masses molaires de l’air et du carburant)

na.Ma Ma  ma  Ma =  = = Na  Mc  mc  stoech nc.Mc  ma  Va  Ou aussi : Va =  =    mc  stoech  mc.(ρa )Normal

 Ma  = en Nm3/kg  stoech 1,29

Pour un mélange quelconque, on définit la richesse R et le facteur d'air du mélange λ:  na   Va   ma        1  nc  réel  Vc  réel  mc  réel λ= = = = R  na   Va   ma         nc  stoech  Vc  stoech  mc  stoech Donc :

 na    1  nc  réel λ= = = R Na

 Va     Vc  réel = Va

 ma     mc  réel Ma

e=λ-1 est appelé excès d’air Pour la combustion un hydrocarbure simple dans l’oxygène, on peut donc écrire : Na = Va = x +

y 2.16 , Ma = Na . 4 12 x + y

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6 La plupart des combustions qui nous intéressent sont des combustions d'hydrocarbures dans l’air. L'azote ne réagit pas ou peu (voir §II-4 2ième partie) avec les autres composants du mélange (appelé diluant dans certaines documentations) donc on le retrouve intégralement dans les produits de combustion: CxHy+ (O2 + 3,77 N2)
CO2 + H2O + N2 Equilibrons l'équation chimique: CxHy + (x+ y/4) (O2 + 3.77 N2)
xCO2 + (y/2) H2O + 3,77 (x +y/4)N2 y donc: Na = Va = 4,77( x + ) 4 y   x+   28,84 4  Ma = Na( ) = 34,39 12 x + y  3x + y    4  Dans le cas des alcanes CnH(2n+2), on obtient : Ma = 34,39

3n + 1 7n + 1

Fig :Pouvoir comburivore des produits de combustion des alcanes dans l’air Dans le cas de mélanges complexes (essence, gaz-oil, alcool…) on utilise les teneurs pondérales c,h,o…(titre massique des substances élémentaires C, H, 0 ...). Exprimons x et y en fonction des teneurs pondérales c et h : x = c/12, y= h et c + h = 1 Donc : Ma = 4,77.28,84(

c h c h + ) = 137,6( + ) 12 4 12 4

On peut généraliser dans le cas des alcools et des carburants soufrés ou azotés: c h s o Ma = 137,6( + + − ) 12 4 32 32 Christian Guilié Novembre 2006

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Exemple:

essence :

c=84% h=16%  Ma=15,1

gaz-oil ou fuel domestique : c=85%, h=15% (autre