Combustion Stœchiométrique et Non Stœchiométrique

Combustion Stœchiométrique et Non Stœchiométrique

• La combustion stœchiométrique survient quand le rapport combustible/comburant est parfaitement équilibré, assurant une combustion complète.
• Dans la pratique, des situations non stœchiométriques sont fréquentes, avec soit un excès, soit un déficit d'air.
• Sept principes fondamentaux régissent ces processus:
  • conservation de la masse
  • lois des gaz parfaits
  • équilibres thermodynamiques
  • bilans énergétiques
  • cinétique chimique
  • équilibres de phase
  • transferts thermiques
• Ces principes permettent de prédire et d'optimiser les réactions de combustion dans les systèmes réels.

Conservation de la Masse

• La masse totale de matière demeures inchangée lors d'une combustion.
• 16g de méthane (CH₄) combinés à 64g d'oxygène (O₂) produisent exactement 44g de dioxyde de carbone (CO₂) et 36g d'eau (H₂O).
• Dans une réaction de combustion, les équations chimiques doivent être équilibrées.
• Dans une chaudière industrielle, l'injection de 1000kg de combustible avec 3500kg d'air résulteras en 4500kg de fumées.
• La loi de conservation de la masse permet de détecter les fuites dans les systèmes de combustion.

Réactions Courantes en Combustion

• 2 H₂ + O₂ → 2 H₂O transforme entièrement l'hydrogène et l'oxygène en eau.
• Cette réaction libère 286 kJ/mol d'énergie.
• La réaction C + O₂ → CO₂ se produit lors de la combustion complète, chaque atome de carbone se combine avec deux atromes d'oxygéne.
• La combustion du carbone libérant 394 kJ/mol d'énergie.

Conservation de L'énergie

• L'énergie totale d'un système fermé reste constante lors d'une réaction chimique.
• Dans la combustion complète du méthane (CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O), l'énergie chimique initiale des liaisons C-H et O=O est égale à l'énergie finale plus la chaleur libérée.
• L'énergie chimique stockée dans un combustible est transformée en énergie thermique et lumineuse.
• 2H₂ + O₂ → 2H₂O libèrent 286 kJ/mol d'énergie, C + O₂ → CO₂ libèrent 394 kJ/mol.

Loi des Proportions Définies

• Un composé chimique possède toujours les mêmes éléments dans les mêmes proportions de masse.
• Les éléments chimiques d'un composé sont combinés en proportions simples et stables.
• Dans la formation de l'eau H₂0, l'hydrogène et l'oxygène se combinent dans un rapport de masse de 1:8.
• Tous les poids atomiques sont déterminés par rapport au poids de l'oxygène (16,000).

Poids Atomiques des Éléments Essentiels en Combustion

• L'hydrogène, le carbone, l'azote, l'oxygène et le soufre sont essentiels aux réactions de combustion courantes.
• Les approximations de masse atomiques simplifiées sont :
  • Hydrogène : 1 uma
  • Carbone : 12 uma
  • Azote : 14 uma
  • Oxygène : 16 uma
  • Soufre : 32 uma
• L'oxygène est la référence principale pour tous les poids atomiques.
• Ces éléments sont impliqués dans les réactions de combustion les plus courantes.
• Les poids atomiques sont essentiels pour la compréhension des proportions définies.

Concept de Mole

• Une mole est l'unité de base de la quantité de matière en chimie, elle contient 6,022137 × 10^23 entités élementaires.
• Une mole d'eau (H₂O) pèse 18 grammes.
• Le nombre d'Avogadro (6,022137 × 10^23) est déterminé avec le carbone-12 comme référence (12g de C-12).

Unités de Mesure pour les Moles

• Le kilomole (kmole) est l'unité SI standard, équivalant à 1000 moles ou 6,022137 × 10^26 molécules.
• La molécule-livre (lb-mole) équivaut à environ 453,59 grammes ou 2,7 × 10^26 molécules.
• 1 kmole = 2,205 lb-mole.

Équation d'état D'un Gaz Parfait

• La loi de Boyle-Mariotte (1662) relie la pression (P) et le volume (V).
• La loi de Charles (1787) porte sur la relation volume/température (V/T).
• La loi de Gay-Lussac (1808) traite de la pression et de la température (P/T).
• Pour les gaz à faible pression, le rapport PV/T reste constant. Variables : Pression absolue (P), Volume (V), Nombre de moles (n), Constante des gaz parfaits (R), Température en Kelvin (T).

Constante Universelle des Gaz (R)

• La constante universelle des gaz PV = nRT représente le travail effectué par un gaz parfait dans des conditions standard.
• Valeurs selon le Système International (SI) :
  • 8,314 J/(mol·K)
  • 0,08206 L-atm/(mol·K)
  • 1,987 cal/(mol·K)
• Cette constante sert à calculer les propriétés thermodynamiques des gaz.

Constantes Spécifiques des Gaz

• Une constante spécifique d'un gaz (R) s'exprime en joules par kilogramme-Kelvin (J/kg-K).
• Calculée en divisant la constante universelle des gaz (8314 J/kmole-K) par la masse molaire (M) du gaz.
• Les valeurs calculées pour des gaz courants, impliquent que l'oxygène (O₂) représente 259,8 J/kg-K et que l'azote (N₂) représente 296,9 J/kg-K.
• Plus la masse molaire est faible, plus la constante spécifique est élevée, cette valeur est exceptionnellement élevée pour l'hydrogène.

Volume Molaire dans les Conditions Normales

• Le volume molaire est de 24,451 L/mol à 25°C (298 K) et 1 atm.
• Le volume molaire permet de prédire précisément les volumes de gaz dans les réactions chimiques.

Loi d'avogadro

• Une mole de n'importe quel gaz idéal occupe 22,4 litres dans les conditions normales de température (0°C) et de pression (1 atm ou 101,325 kPa) et 24,451 m³ à 25°C.
• C'est cette loi qui relie le nombre d'Avogadro, une mole de matière contient 6,02214 x 10^23 entités élémentaires.
• Cette loi permet de déterminer les volumes de gaz lors des réactions.

Loi de Dalton

• Chaque gaz dans un mélange occupe tout le volume, peu importe les autres gaz.
• La pression totale d'un mélange de gaz est la somme des pressions partielles de chaque composant PT = P1 + P2 + P3 + ... + Pn, valable uniquement pour les gaz parfaits sans interaction.

Application de la Loi de Dalton

• La pression partielle d'un gaz peut être déterminée dans un mélange gazeux.
• exemple, N₂ exerce une pression de 0,78 atm et O₂ de 0,21 atm dans l'air, donnant une pression d'une atmosphère.
• La fraction molaire est le nombre de moles composants divisé par le nombre de moles totales.

Loi D'amagat

Le volume total d'un mélange gazeux est la somme des volumes de chaque gaz comme s'il occupait seul, important pour les mélanges industriels.

• La loi s'exprime par V = VA + VB + VC, exemple mélange N2, O2 et Ar à 1 atm et 25°C, si VN2 = 0,78 L, VO2 = 0,21 L, et VAr = 0,01 L, alors Vtotal = 1,00 L.

Équation de Combustion Stœchiométrique

• Un exemple est la combustion du méthane CH4 + 2O₂ --> CO₂ + 2H₂O
• Les réactifs (carburant C8H18 et comburant O2) deviennent CO2 et H2O.
• La réaction est à 2000°C, le ratio est de 14,7 kg d'air pour chaque kg d'essence.

Proportions stœchiométriques

• Les proportions d'air et de combustibles sont importantes.
• Pour la combustion complète du méthane CH4, il faut exactement deux moles d'oxygéne (O2) qui correspondent à 9.5 kg d'air pour 1 kg de méthane.
• La combustion est un phénomène complexe. les applications pratiques utilisent souvent plus d'air.

Combustion Dans L'oxygène Pur

• Le carbone (C), l'hydrogène (H) et l'oxygène (O) représentent plus de 95 % de l'énergie libérée lors de la combustion.
• L'azote (N₂) et le souffre (S) peuvent former émissions polluantes.

Combustion de L'hydrogène et de L'oxygène Purs

• La réaction est 2 H₂ + O₂ --> 2 H₂O.
• Deux molécules d'hydrogène réagissent pour produire deux molécules d'eau.

Bilan Molaire et Messique de La Combustion H₂ + O₂

Réactifs (entrée) --> Produits (sortie)

• 2 H₂ + 1 0₂ --> 2 H₂O
• 2 kmoles H₂ + 1 kmole O2 --> 2 kmoles H₂O
• 2 volumes H2 + 1 volume O2 –> 2 volumes H₂O (état vapeur) Masse Totale: 4 kg H₂ + 32 kg O2 = 36 kg --> 2(2kg + 16kg) = 36 kg H₂O

Combustion Du Carbone Dans L'oxygène Pur

• Les équations sont C + 1/2 O2 -> CO (monoxyde de carbone) suivi CO + 1/2 O2 → CO2 (dioxyde de carbone)

Combustion D'ydrocarbures Dans L'oxygène Pur

• Pour le méthane, CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O + 890 kJ/mol à 580°C.
• Pour l'octane, C8H18 + 12,502 → 8CO2 + 9H2O + 5470 kJ/mol à 206°C.

Combustion dans l'Air

• L'oxygène utilisé dans la combustion provient de l'air atmosphérique et représente environ 20,95 %.
• L'azote représente environ 79,05% de l'air, et agit ainsi comme diluant thermique majeur, il réduit les températures à 800°C.

Composition de L'air Standard

• Analyse volumique : L'oxygène est à 20,95 % et l'Azote est à 79,05 %.
• Analyse massique : L'oxygène est à 23,1 % et l'Azote est à 76,9 %.
• L'azote atmosphérique est composé de 78% de N2, 0,93% de Ar e 0,04% de CO2.

Rapport Volumique azote/oxygène Dans L'air

• Le rapport volumique est de 3,773 molécules d'azote pour une molécule d'oxygène.
• Ce ratio constant est un facteur de dilution thermique, ce qui réduit la température.

Calcul de La Masse Moléculaire Moyenne de L'air

• Les masses moléculaires moyennes de N2 est de 28,013 kg/kmole et de O2 est de 31,999 kg/kmole.
• Puis, la masse moléculaire (M) de l'air est calculée, 0,7905 x 28,013 + 0,2095 x 31,999 = 28,962 kg/kmole.
• Cette valeur reflète la prédominance de l'azote (79%), avec une contribution plus faible de l'oxygène.

Combustion du Méthane dans L'air

• L'équation est 1 CH4 + 2(1 O2 + 3,773 N2) → 1 CO2 + 2 H2O + 7,556 N2
• Cette équation représente la combustion complète du méthane avec air.

Combustion d'Un Mélange Gazeux Dans L'air

• Les combustibles gazeux comme le gaz naturel contiennent principalement du méthane (CH4 – de 85% à 95%)
• Et aussi, l'éthane (de 2% à 6%), de propane (de 0% à 2%) ainsi que des gaz non combustibles (de 1% à 2%).
• Des étapes suivantes sont utilisé afin calculer la combustion:
  • Multiplier chaque équation à fin d'obetenir une formule.
  • Additionner toutes les équation
  • Calculé l'air nécessaire.

Exemple: Combustion du Gaz Naturel de Montréal

• Le gaz naturel présente une composition typique des gaz naturels nord-américains.
• La composition moyenne du gaz naturel de Montréal est 95% de méthane.
• La composition contient aussi de l'éthane 2,5%, du Propane 0,2%, du Dioxyde de carbone 1,5%, azoté 0,07% et l'argon de 0,1%.
• Cette composition est essentielle pour calculer le rapport air/combustible optimal.

Combustion Du Charbon

• Pour calculer la combustion du charbon, nous devons analyser la sa composition élémentaire (C, H, O, N, S).
• On commence que 100 kg du charbon et déterminer exactement le pourcentage du carbone dans la masse.

Exemple: Analyse Élémentaire d'un Charbon Typique

• Par exemple, le carbone est à 72,0%, l'hydrogène à 5,0%, l'oxygène 8,0%, l'Azote 1,4%, souffre de 1,6% et les cendres minérales à 11,0%.
• Cette composition permet calculer précisément le montant de l'oxygène et la valeur énergétique.

Correction Pour L'humidité

• La pression atmosphérique (entre 980 et 1030 hPa) influe la capacité du l'air de retenir l'eau ainsi que la température de 0°C à 40°C.
• La présence de vapeur d'eau modifie la masse volumique du mélange air-vapeur.

Calcul de La Masse de Vapeur D'eau Dans L'air

• L'équation de base est mv = 0,621 × ma × (Pv / Pa). Cette équation est essentielle pour la combustion. La présence de vapeur d'eau modifie les propriétés.

Équation Génerale de Combustion Stœchiométrique Dans L'air

• L'équation générale donne le rapport immédiat air/combustible à partir d'une simple analyse.

Équation Pour Un Hydrocarbure Sans Souffre

• Un modèle général peut être décrit par CHy + (1 + y/4) (1 O2 + 3,773 N₂) → CO2 + (y/2) H2O + 3,773 (1 + y/4) N2.

Équation Pour Un Alcool

• Un exemple général est CaHbOc + (a + b/4 - c/2) (1 O2 + 3,773 N2) - a CO2 + (b/2) H2O + 3,773 (a + b/4 - c/2) N2.
• La présence d'oxygène dans le carburent réduit d'environ 15 à 20% la quantité d'atmosphère nécessaire.

Équation de Combustion avec Excès D'air

• L'air théorique (At) représente la quantité exacte d'air selon l'équation.
• Dans les applications industrielles, on utilise systématiquement un excès d'air.

Pourcentage D'excès D'air

• L'excès d'air idéal est important. un excès réduit la combustion tandis qu'un excès réduirait la temperature.

Rapport Air/Combustible

• Le rapport air/combustible (A/C).
• En combinaison avec les quantités d'air et des valeurs optimales tournent entre 14:1 et et 16:1 pour l'utilisation les combustibles hydrocarbures.

Rapport Volumétrique Air/Combustible

• Le rapport peut être décrit (A/F)vol = Volume d'air / Volume de carburant gazeux = Nombre de molécules d'air / Nombre de molécules de carburant.

Rapport Massique Air/Combustible

• On calcule (A/F)mass = Masse d'air / Masse de carburant. Pour une moteur, le rapport idéal serait d'environ 14.7 Kg d'air.

Richesse Du Mélange

• La richesse du mélange est importante, elle mesure essentiel pour estimer les performance.

Interprétation de la Richesse du Mélange

• φ = λ = 1 implique équilibre, exactement ce que nécéssair. Un moteur nécessisterait 17.4 kg d'aie.
• Si φ > 1 ου λ < 1, il y a un excès du carburant.
• Si φ < 1 ου λ > 1, La c'est l'oppose.

Excès D'air Dans Différents Systèmes

• Dans un moteur, la rapport du carburant est environ ≈ 0,85-0,95, tandis que dans un moteur diesel le mélange est toujours pauvre avec des chiffres 1,3 et 3,0. Turbines à gaz fonctionne à 200-300%.

Excès D'air Dans Les Fours et Chaudières

• Dans la combustion industrielle, des analyseurs de gaz de combustion sont utilisés pour maintenir le ratio optimal.
• Les charbons sur grille mécanique requièrent 20-50% en raison de leur combustion moins homogène.
• Le gaz naturel, étant le plus homogène, permet le contrôle le plus précis avec seulement 5-12% d'excès d'air.

Équation de Combustion Généralisée avec Excès D'air

L'équation est CaHb + (1 + e) (a + b/4) (1 O2 + 3,773 N2) -> a CO2 + (b/2) H2O + e (a + b/4) O2 + 3,773 (1 + e) (a + b/4) N2 où le symbole « e » représente la fraction d'air en excès par rapport.

Quantité de Matière N

• φ = 1 / (1 + e) où e est l'excès d'air
• La formule de l'excès d'air est λ = 1 + e.

Combustion Dans L'air Raréfié

Pour les moteurs, on utilise des mélanges à 85-90 d'air.

• Combustion incomplète mènera à 1-3 % de CO.

Méthode Approximative Pour Les Mélanges Légérement Riches

• La combustion de l'hydrogène à 2800° crée de la vapeur d'eau. Elle est fortment exothermique, libérant 286 kJ/mol.
• En suite, le carbone réagit à 2400° C. L'oxydation partielle continue jusqu'à épuissement à 2000°C.

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