Cours 1 - A la source de la combustion: la thermochimie
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4AE02 PHYSIQUE DE LA COMBUSTION PARTIE 1. THERMOCHIMIE Alexis Matynia [email protected] PLAN 2 I. Généralités II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs I. Généralités 3 Notion de richesse Critère stœchiométrique permettant de définir la proportion de combustible par rapport à la proportion de carburant. Il se calcule à partir de la formule : ⁄ ⁄ = = ⁄ ⁄ 1< Inconvénient : définition asymétrique 1 0 Mélange pauvre Mélange riche Symétrisation, notion de richesse normalisée : 0 0,5 Mélange pauvre <∞ Stœchiométrie = +1 Mélange riche 1 II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 4 1. Rappels sur la définition de l’entropie pour des systèmes mono-constituants Entropie : εντρoπη « cause d’évolution » Le deuxième principe déclare que les systèmes ont tendance à évoluer à partir de configurations très ordonnées et statistiquement improbables vers des configurations désordonnées plus probables Il existe une fonction d’état, extensive, non conservatrice, appelée entropie S, telle que : = ℎ + é = + éé = Remarques : Dans une transformation, l’entropie créée est donc toujours supérieur ou égale à 0 δS=0 => transformation réversible δS>0 => transformation irréversible II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 5 1. Rappels sur la définition de l’entropie pour des systèmes mono-constituants Le premier principe de la thermodynamique, appliqué aux systèmes fermés, peut se définir par l’ équation : = = −! = " + Avec δW, le travail exercé aux frontières du système tel que : De même, le seconde principe de la thermodynamique défini l’existence d’une fonction d’état, appelée entropie, telle que : D’où = ≥ On en déduit : ≤ ℎ + −! é = " + éé Avec éé >0 Expression valable pour un système mono-constituant II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 6 2. Loi d’évolution pour des systèmes poly-constituants 2.1. Variation de l’énergie interne pour un système réactif L’expression de la variation de l’énergie interne pour un système poly-constituant s’écrit de la manière suivante : ( =' ) ( ",+, ( +' ) (" ,+, + " + -' ,=1 ( ) (+, ,",+ . . ≠, +, On définit l’expression de la température, de la pression, et du potentiel chimique ( =' ) ( ",+, ! ( =' ) (" ( 12, = ' ) (+, ,+, La variation d’énergie du système s’écrit finalement sous la forme : = −! + " + - 12, +, ,=1 ,",+ . . ≠, II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 7 2. Loi d’évolution pour des systèmes poly-constituants 2.2. Notion de potentiel chimique Le potentiel chimique est lié à l’état de la molécule « i » (phase liquide, solide, etc.), aux liaisons qui la composent ainsi qu’à son état d’excitation (qui définit individuellement sa température thermodynamique). De manière générale, le potentiel chimique d’un constituant « i » s’exprime comme la somme de deux termes : - un premier terme, noté µi°(T) , qui ne dépend que de la température et de l’état d’agrégation du constituant. Il représente le potentiel chimique du constituant dans ce qui est appelé son état « standard » ([c°]=1M, p°=1bar, par exemple), à la température T -un second terme, noté RT.ln(ai) , qui dépends éventuellement des variables de description du système : pression, température, fraction molaire du ou des constituants. La grandeur ai, souvent appelée activité du constituant dépends du modèle de description du système chimique (pour un gaz : ai = pi /p°) 12, 4 , !, 5 = 12,° pour un mélange de gaz parfait, le potentiel chimique peut s’écrire : +6 7 !, ⁄!° (Le potentiel chimique d’un corps simple stable aux conditions standards est nul) II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 8 2. Loi d’évolution pour des systèmes poly-constituants 2.3. Fonctions d’état en milieu réactif On peut exprimer les variations des fonctions d’état enthalpie, fonction de Helmholtz et fonction de Gibbs de manière analogue à la variation d’énergie interne (cf. 2.1.) : 8= ;= + 9" − <=8− Avec : (8 12, = ' ) (+, ⇒ ⇒ ⇒ ,!,+ . . ≠, 8= ;=− <=− (; =' ) (+, + + " ! + - 12, +, −! ,=1 + " + - 12, +, ,=1 + + " ! + - 12, +, ,=1 ,",+. . ≠, (< =' ) (+, ,!,+ . . ≠, II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 9 2. Loi d’évolution pour des systèmes poly-constituants 2.4. Loi d’évolution Pour un système à composition variable, on a : = −! + " + - 12, +, ,=1 Or nous avons vu précédemment que : On en déduit : + - 12, +, ≤ 0 ≤ −! " ,=1 Cette inégalité traduit une évolution naturelle qui s’achève lorsque le système a atteint l’équilibre thermodynamique. On a alors : + - 12, +, = 0 ,=1 II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 10 2. Loi d’évolution pour des systèmes poly-constituants 2.5. Ecriture généralisé de la variable d’avancement Ecriture générale d’une équation chimique : + ,=1 , ′>, + ⇄,=1 , ′′>, Où Mi est la molécule i et νi son coefficient stœchiométrique respectif. •Exemple : CH4+2O2 -> CO2+2H2O i=1 i=2 i=3 i=4 v1=1 v2=2 v3=0 v4=0 v1’’=0 v2’’=0 v3’’=1 v4’’=2 M1=CH4 M2=O2 M3=CO2 M4=H2O II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 11 2. Loi d’évolution pour des systèmes poly-constituants 2.5. Ecriture généralisé de la variable d’avancement Ecriture générale d’une équation chimique : + - , ′>, ,=1 + ⇄- , ′′>, ,=1 Où Mi est la molécule i et νi son coefficient stœchiométrique respectif. +, +. Ainsi, à partir de la conservation des éléments, on peut définir une variable unique telle que : Soit ′′ , − ,′ = +, = 4 ′′ , ′′ . − − .′ , ′5 = @ @ La variable d’avancement traduit la variation de la concentration de l’espèce pondérée par son coefficient stœchiométrique. De cette manière, quelque soit la molécule Ni ou Nj considérée, la variable d’avancement sera la même (contrairement à la variation de la concentration). II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 12 2. Loi d’évolution pour des systèmes poly-constituants 2.5. Deuxième écriture de la loi d’évolution + On a vu précédemment que : +, = 4 - 12, +, = 0 (1) ,=1 ′′ , − , ′5 @ (2) Si on remplace dNi dans l’équation (1), on trouve + A- 12, 4 ,=1 ′′ , − , ′5 B @=0 Ainsi, l’équilibre chimique est atteint lorsque : + - 12, 4 ,=1 ′′ , − , ′5 =0 l’équilibre chimique est atteint lorsque la somme des potentiels chimiques des réactifs et des produits sont égaux II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 13 3. Constante d’équilibre 3.1 Définition de la constante On a vu que + - 12, 4 ,=1 ′′ , − + , ′5 -C12,° ,=1 + =0 - 6 G7 ,=1 + + 6 7 DE ⁄D° F4 DE ⁄D° - 7 J DE ⁄D° ,=1 On défini Kp, tel que : P! D’où : 12, 4 , !, 5 = 12,° or = + H4I′′E ,=1 + =0 + ,=1 K = −- 4R ,′′ −R ,′ 5 Q !, ,=1 7 4MD 5 = − - , ′5 − − IE ′5 = − - 12,° 4I′′E −IE ′5 + ′′ , C12,° On peut donc exprimer Kp tel que : MD = ,=1 4 ′′ , − +6 7 C12,° 4 , ′5FL + ! N− ,=1 6 C12,° 4 ′′ , ′′ , − − 4 DE ⁄D° , ′5 , ′5FL 6 ′′ , − , ′5FL 6 O II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 14 3. Constante d’équilibre 3.1. Définition Les rapports de concentrations entre les produits et les réactifs sont définis à l’équilibre thermodynamique par la constante d’équilibre Kp : P! = •Exemple : CH4+2O2 -> CO2+2H2O P! + 4R ,′′ −R ,′ 5 Q !, ,=1 i=1 i=2 i=3 i=4 = 9ST2 . 982 T 2 9S84 . 9T2 2 v1=1 v2=2 v3=0 v4=0 v1’’=0 v2’’=0 v3’’=1 v4’’=2 M1=CH4 M2=O2 M3=CO2 M4=H2O II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 15 3. Constante d’équilibre 3.2. Détermination à partir des constantes des réactions de formation La constante d’équilibre de chacune des réactions de formation s’écrit : ° P!,, = !C12,° /6° F On en déduit pour la réaction globale, sachant que : P! = P! = 2° + C1, ! Y− ∑,=1 4 ′′ , − , ′5FL 6° [ = P! = ∏+ ,=1 ] + !C−12,° QCP°!,, ,=1 F /6° F^ 4 ′′, − ′, 5 + ! N− ,=1 4 ,′′ − ,′ 5 = C12,° 4 ° ∏+ ,=1CP! ,, ′′ , − F , ′5FL 6° O 4 ,′′ − ,′ 5 II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 16 4. Application pour un schéma réactionnel 4.1. Relations associées aux constantes d’équilibre Considérons un mécanisme de K réactions avec L éléments : + ,=1 ,,_ ′>, + ⇄,=1 ,,_ ′′>, Avec k=1,2,…..,K Les constantes d’équilibres deviennent : P!,_ = + ′′ ′ 4R ,,_ 5 −R ,,_ Q !,,_ ,=1 Avec k=1,2,…..,K Il existe donc K relations par l’intermédiaire des K constantes d’équilibre décrites cidessus II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 17 4. Application pour un schéma réactionnel 4.2. Relations associées à la conservation des espèces Dans une réaction chimique, le nombre d’atome est invariant, on a donc : + +. ,0 = - `,,. +, . = 1,2, … b ,=1 Où ηi,j est le nombre d’atomes de l’élément j dans la molécule i. Ni est le nombre de moles de la molécule i par unité de volume et Nj,0 le nombre total de moles de l’élément j par unité de volume. Exemple, combustion CH4/O2 Au départ : 1mole de CH4 2 moles de O2 A l’équilibre ? 1 2 3 j C H O 1 2 1 2 1 2 i CH4 O2 CH4 O2 CH4 O2 l Ni ηi,j lm,n = - oE,m lE 1 0 0 2 2 1 2 1 1 4 0 0 2 2 8 0 0 2 E=p 1 8 4 II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 18 4. Application pour un schéma réactionnel 4.2. Relations associées à la conservation des espèces Dans une réaction chimique, le nombre d’atome est invariant, on a donc : + +. ,0 = - `,,. +, ,=1 . = 1,2, … b Où ηi,j est le nombre d’atomes de l’élément j dans la molécule i. Ni est le nombre de moles de la molécule i par unité de volume et Nj,0 le nombre total de moles de l’élément j par unité de volume. On obtient ainsi L équations supplémentaires. Pour un système de K réactions, il existe donc K+L relations. Autrement dit, pour caractériser la composition d’un mélange, il est nécessaire de connaître la quantité de chacun des éléments qui la composent (4.2.) et de connaître les propriétés d’équilibre thermodynamique entre les molécules (4.1.). Les quantités de matière de chacune des molécules Ni seront donc déterminées de façon unique lorsque : N=K+L II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 19 4. Application pour un schéma réactionnel 4.3. Exemple, combustion de H2 dans O2 Généralement, les mécanismes présentent un nombre de réaction important, tel que : N<K+L Pour résoudre Ni, il faut alors ré-écrire le système de K réactions en K’ réactions tel que : N=K+L Exemple : H2 + O2 2H2 + O2 H2 O2 H + OH 2OH 2H2O 2H 2O H2 + O Ici, N=6;K=5;L=2 N<K+L et la matrice rendant compte de la conservation des éléments s’écrit : O H O2 H2 OH H2O 0 0 -1 -1 +2 0 0 0 -1 -2 0 +2 0 +2 0 -1 0 0 +1 +2 -1 0 0 -1 0 -1 0 +1 -1 0 II. Composition d’un mélange à l’équilibre Second principe et loi d’évolution pour un système réactif 20 4. Application pour un schéma réactionnel 4.3. Exemple, combustion de H2 dans O2 Le système de réaction peut être réécrit en considérant les réactions de formation de chacune des molécules en partant des atomes simples : O2 H2 OH H2O 2O 2H O+H O + 2H Ici, N=6;K=4;L=2 N=K+L La matrice rendant compte de la conservation des éléments s’écrit alors : O H O2 H2 OH H2O +2 0 -1 0 0 0 0 +2 0 -1 0 0 +1 +1 0 0 -1 0 +1 +2 0 0 0 -1 Avec pour contrainte, la conservation du nombre d’éléments initial : +T,0 = +T + 2+T2 + +T8 + +82 T +8,0 = +8 + 2+82 + +T8 + 2+82 T TD1 I. II. III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 21 1. Premier principe de la thermodynamique pour un milieu réactif 1.1. Généralités Conservation de l’énergie L'énergie totale au cours d'une réaction reste constante. Processus réalisé sans transfert d’énergie thermique (adiabatique), ni mécanique (i.e. sans travail) Système en combustion U p1V1 2 = −q r Système 1 ouvert 8=0 Chaleur Travail U p2V2 Frontière du système Pourtant la température varie… car il y a eu une transformation d’énergie chimique en énergie thermique + 8= ⇔ + " ! + - 12, +, − Energie sensible + ,=1 = - 12, +, ,=1 Energie chimique, heat release III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 22 1. Premier principe de la thermodynamique pour un milieu réactif 1.2. Transformation d’énergie dans une flamme Mélange combustible / oxydant / Gaz inerte Exothermicité de la réaction et libération d’énergie Réaction chimique Produits de réaction T ambiante + - 12, +, = t uuu ! ,=1 + ° = - R,′′ − R,′ ℎ2,° ,=1 ° Variation d’énergie chimique Energie uuu = ∆ℎ , 1; 2 Variation d’énergie sensible Produits de réaction T flamme Au cours d’une réaction, des échanges d’énergie chimique et thermique, ou sensible, prennent place. Lors d’une combustion, de l’énergie chimique est relâchée lors de la transformation des réactifs en produits. Cette énergie est utilisée pour chauffer les produits à la température adiabatique de flamme. Puisque l’énergie totale du système est conservée, il y a simplement eu un réarrangement des quantités d’énergie chimique et sensibles entre les étapes. Nous allons maintenant voir ensuite comment ces échanges peuvent être quantifiés. III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 23 1. Premier principe de la thermodynamique pour un milieu réactif 1.3. Formes d’énergies microscopiques Energie sensible et latente Energie thermique = Energie sensible + Energie latente Energie latente : énergie entre les molécules / les atomes d’une substance au sein d’un solide / liquide / gaz Energie chimique Energie de cohésion entre le noyau atomique et les électrons lie les atomes dans la molécule Energie nucléaire Energie propre à la cohésion du noyau Conversion d’énergie au cours de la combustion CnHm + (n+m/4) O2 = n CO2 + m/2 H2O Energie chimique Energie sensible + latente (H2O) III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 24 2. Energie chimique et énergie thermique Cf. TD1 2.1. Energie chimique et enthalpie de formation L’énergie chimique libérée au cours d’une réaction chimique peut être évaluée, à pression et entropie constante (cf. schéma partie II.1.2.), par la différence des enthalpies de formation constatée entre les produits et les réactifs. On définie ainsi l’enthalpie de réaction. Pour une réaction générale : + + q - 12, +, = ,=1 ,=1 + , ′>, + ⇄,=1 , ′′>, + uuuuuu ° uuuuuuuu ° ∆6 ℎ2° = - , ′′∆ℎ − - , ′∆ℎ x ! ,=1 ,=1 III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 25 2. Energie chimique et énergie thermique 2.1. Energie chimique et enthalpie de formation Cf. TD1 L’énergie chimique libérée au cours d’une réaction chimique peut être évaluée, à pression et entropie constante (cf. schéma partie II.1.2.), par la différence des enthalpies de formation constatée entre les produits et les réactifs. On définie ainsi l’enthalpie de réaction. Exemple flamme méthane/O2 CH4 + 2O2(g) = CO2 + 2H2O uuuuuu ° uuuuuu ° uuuuuu ° uuuuu ° ∆6 ℎ2° = 4∆ℎ ST2 + 2∆ℎ82 T 5 − 4∆ℎS84 + 2∆ℎT2 5 III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 26 2. Energie chimique et énergie thermique 2.1. Energie chimique et enthalpie de formation 2.1.2. Enthalpie de formation, définition Réaction de formation Réaction de formation d’un corps composé à partir des corps simples stables dans l'état standard (p = 105Pa ; T = 298K) C(s) + 2H2(g) + ½ O2(g) CH3OH Enthalpie de formation : ∆H°f = -57,1 kcal.mol-1 Pour une grande partie de molécules, les valeurs enthalpie de formation sont référencées dans des tables : Enthalpie de formation de différents composés III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 27 2. Energie chimique et énergie thermique 2.1. Energie chimique et enthalpie de formation 2.1.2. Enthalpie de formation, calcul approximatif à partie des énergies de liaison Parfois, les données thermodynamiques ne sont pas disponibles. Il est alors nécessaire de s’appuyer sur les énergies de liaisons pour estimer l’enthalpie de réaction : H O C H H C C C C C Energie C-C : 85,5 kcal/mol Energie C=C : 145 kcal/mol Energie C-H : 98,1 kcal/mol Energie C-O : 86 kcal/mol ΔR 8 = - 7,x, x −- Lorsque l’on casse une liaison, ∆H>0 Lorsque l’on forme une liaison, ∆H<0 7,x, ! TD1 III. III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 28 2. Energie chimique et énergie thermique 2.1. Energie chimique et enthalpie de formation 2.1.2. Notion de PCI / PCS, teneur énergétique d’un combustible PCI : Le pouvoir calorifique inférieur représente la quantité d’énergie relachée au cours de la combustion d’un combustible et potentiellement récupérable en considérant l’eau à l’état de vapeur. PCS : Le pouvoir calorifique supérieur représente la quantité d’énergie relachée lors de la combustion et potentiellement récupérable en considérant cette fois-ci l’eau sous forme condensée. Il est strictement exacte à l’enthalpie de combustion. III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 29 2. Energie chimique et énergie thermique 2.2. Energie sensible / énergie thermique Du point de vue de la thermodynamique statistique, l’énergie sensible d’une molécule est la somme des énergies associées aux différents modes d’excitation de la molécule. La variation d’énergie interne d’un corps peut s’écrire : uuu, ∆{ Translation moléculaire , 0P = {u,, x + {u,, ̅ ",, + {u,, uuu, ({ =} ~ ( " , + {u,, 7 ∆{, , ° = q ",, ̅ ° Rotation moléculaire 1. Energie sensible / énergie thermique Translation électronique Vibration moléculaire Spin électronique Spin nucléaire La température d’un corps est fonction de la vitesse moyenne et le degré d’activité des molécules III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 30 2. Energie chimique et énergie thermique 2.2. Energie sensible / énergie thermique Du point de vue de la thermodynamique statistique, l’énergie sensible d’une molécule est la somme des énergies associées aux différents modes d’excitation de la molécule. La variation d’énergie interne d’un corps peut s’écrire : uuu, ∆{ , 0P = {u,, x + {u,, + {u,, , + {u,, 7 On défini ainsi la capacité calorifique à volume constant : ̅ ",, D’où : ∆{, uuu, ({ =} ~ ( " , ° = q "̅ ,, ° Pour une molécule monoatomique basse T cv = 3/2R haute T cv = 5/2R pour une molécule diatomique À T amb : Translation 3 degrés de liberté Rotation 2 degrés de liberté Vibration + niveau électronique À haute T : Translation 3degrés de liberté Rotation 2 degrés de liberté Vibration 2 degrés de liberté Niveau électronique ≈ 0 3/2R 2/2R ≈0 =5/2 R 3/2R 2/2R 2/2R =7/2 R III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 31 2. Energie chimique et énergie thermique 2.2. Energie sensible / énergie thermique A pression constante, l’enthalpie est reliée à l’énergie interne par la relation : De même : uuu, = uuu ℎ {, + 6 uuu, (ℎ =} ~ ( ! ̅ !,, On en déduit la relation entre cp et cv (Mayer) : ∆ℎ, ̅ !,, − ̅ ,, =6 , ° = q !̅ ,, ° L’énergie nécessaire pour passer un gaz d’une température T° à T à pression constante correspond à l’énergie nécessaire pour augmenter les énergies de translation, rotation et vibration (à haute T). III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 32 2. Calcul de la température adiabatique de flamme 1. Ecriture générale La détermination de la température adiabatique de flamme est très importante en combustion car elle définie non seulement l’exothermicité et la température maximale atteignable lorsque l’équilibre est atteint mais elle affecte également la réactivité du système et notamment des processus menant à la formation des polluants (NOx, par exemple). Pour une réaction générale : + - ∆ℎ = 0 Avec : ,=1 + , ′>, ⇄- ⇔ - +,,1 . ∆ℎ2, ,=1 + ,=1 1; , ′′>, + ° = - +,,2 . ∆ℎ2, uuu, 1 ; ° ∆ℎ2, 1 ; ° = ℎ2,° ° + ∆ℎ Ni = quantité de l’espèce i, en mole ,=1 2; ° TD1 IV. III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 33 2. Calcul de la température adiabatique de flamme 2. Cas simplifié d’une flamme méthane/air On suppose ici une flamme CH4/air donc la composition des gaz brûlés est simple et connue : CH4 + 2O2(g) = CO2 + 2H2O ƒ° ƒ° uuuuuuu uuuuu ° •°€•‚ ƒ° + q uuu „D €•‚ …ƒ + †• „D ‡† …ƒ ‡† ƒ° + † q uuu ƒp ƒ° ƒp ƒ° uuuuuuu ° = uuuuuu •°€‡† ƒ° + q uuu „D €‡† …ƒ + †• „D •† ‡ …ƒ •†‡ ƒ° + † q uuu ƒ† ƒ† A B C III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 34 3. Température adiabatique de flamme, discussions asymétrie Température de flamme essentiellement gouvernée par la richesse hors de la stœchiométrie, de l’oxygène/du combustible est excès et les produits résultants consomment de la chaleur (cf. enthalpie sensible) Asymétrie Température de flamme, analyse des évolutions selon les conditions … en fonction du taux de combustible dans le mélange III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 35 3. Température adiabatique de flamme, discussions C/H Les combustibles à fort C/H libèrent plus d’énergie une mole de combustible requiert moins de mole d’O2 (et de moles de N2 associées) à nombre de mole égal, les grosses molécules présentent plus de liaisons chimiques (donc potentiellement plus d’énergie chimique) III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 36 3. Température adiabatique de flamme, discussions Considérations en ingénierie Applications stratégiques, notamment en aérospatiale Développement de combustibles hautement énergétiques Rapports C/H élevés Energies de liaisons élevées … Voire oxydants différents de l’air (généralement azotés) pour limiter les « pertes d’énergie » par chauffage de l’azote de l’air III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 37 3. Température adiabatique de flamme, discussions T1=298 K ; P = 1 atm glissement du maximum de Tad vers les conditions riches III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 38 3. Température adiabatique de flamme, discussions Sans dissociation, pic de Tad à la stoechio sans dissociation (équilibre « gelé ») avec dissociation Impact de la dissociation important sur le heat release III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 39 3. Température adiabatique de flamme, discussions dissociation Dissociation en milieu pauvre plus importante (associé aux propriétés d’équilibre thermodynamique) Dissociation endothermique => diminution du heat release III. Température de flamme Premier principe de thermodynamique et systèmes réactifs 40 3. Température adiabatique de flamme, discussions Dissociation à basse pression plus importante (associé aux propriétés d’équilibre thermodynamique)
