LES COMBUSTIBLES ALTERNATIFS CHALEUR DE COMBUSTION

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LES COMBUSTIBLES ALTERNATIFS
CHALEUR DE COMBUSTION
INTRODUCTION
Chaleur et température furent longtemps deux grandeur employées à tort l’une pour l’autre.
L’évolution dans ce domaine apparaît pratiquement concomitante de la révolution française avec
le calorimètre à glace de Laplace et Lavoisier. Les deux scientifiques suivaient les idées de
Joseph Black (1728-1789) et surent tirer parti des progrès réalisés à cette époque en matière de
pesée.
C’est ainsi que le calorimètre devint un instrument d’analyse des réactions chimiques et au fil
des ans des transformations de phase.
La chaleur de combustion d’un composé chimie est la quantité d’énergie dégagée par la
combustion d’une mole de ce composé à la température de référence choisie (de 0°C à 25°C.)
La réaction chimique de combustion ne peut se produire que si on réunit trois éléments : un
combustible, un comburant, une énergie d’activation.
Le combustible peut être :
 un solide (bois, papier, carton tissu, charbon, PVC….)
 un liquide ou solide liquéfiable 9essence, gazole, huile, kérosène, biodièsel…..)
 un gaz (butane, propane, méthane, dihydrogène….)
La quantité d’énergie dégagée par la réaction est supérieure à la quantité d’énergie nécessaire à
l’initier (voir la figure 1)
Figure 1. Diagramme énergétique d’une réaction de combustion tiré de
http://www.lagrandepoubelle.com/wikibis/dechet/combustion.php

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Les combustions d’hydrocarbures (ou autres combustibles) dégagent de l’eau sous forme de
vapeur. Cette vapeur d’eau contient une grande quantité d’énergie. Ce paramètre est par
conséquent pris en compte de manière spécifique pour l’évaluation du pouvoir calorifique ou
chaleur de combustion, et on définit :
 le pouvoir calorifique supérieur (PCS) : quantité d’énergie dégagée par la combustion
complète d’un kilogramme de combustible, la vapeur d’eau étant condensée et la chaleur
récupérée
 le pouvoir calorifique inférieur (PCI) : quantité d’énergie dégagée par la combustion
complète d’un kilogramme de combustible, la vapeur d’eau étant supposé non condensée
et la chaleur non récupérer.
La différence entre le PCI et PCS est la chaleur latente de vaporisation de l’eau multipliée par la
quantité de vapeur produite.
Pour mesurer le pouvoir calorifique d’une substance, il faut déterminer la chaleur dégagée par
cette substance lors d’une réaction de combustion complète, rapide et unique.
 Complète – pour éviter les corrections difficiles à calculer si une partie ne s’est pas
consumée
 Rapide – pour éviter les déperditions de chaleur inévitables même si le système est isolé
et
 Unique – pour que des réactions secondaires ne viennent pas perturber la mesure.
La mesure de l’énergie de combustion revêt à la fois une importance fondamentale et une
importance pratique considérables :
 D’un point de vue fondamental, l’énergie de combustion donne accès, avec un haut degré de
précision, à la variation d’énergie ou d’enthalpie, une composante de la variation de l’énergie
libre d’un système, paramètre qui détermine l’équilibre.
o Par l’intermédiaire de la loi de Hess, les enthalpies de combustion peuvent être
combinées pour obtenir la variation d’enthalpie d’une réaction quelconque.
 D’un point de vue pratique, la chaleur de combustion permet de déterminer le contenu en
énergie de combustibles, de produits alimentaires, de sous-produits industriels utilisés pour
générer de l’énergie (résidus forestiers, …), etc.

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BUT
Les buts de cette expérience sont les suivants :
 de vous familiariser avec une des méthodes les plus classiques de déterminer la chaleur
de combustion, soit la méthode de la « bombe calorimétrique » dans laquelle la
combustion se fait à volume constant en présence d’un grand excès d’oxygène;
 de comparer le pouvoir calorifique de différents combustibles utilisés à tous les jours.
THÉORIE
LA CALORIMÉTRIE
Le calorimètre
D’après l’étymologie du mot, un calorimètre (du latin calor, chaleur et du grec metron, mesure)
est un instrument servant à mesurer l’énergie dégagée/absorbée par une réaction.
Il existe trois types de calorimètres;
1) adiabatique, dans lequel le transfert de chaleur entre le système et son environnement est
empêché
2) isopéribole, dans lequel un faible échange contrôlé de chaleur est permis et
3) isotherme, dans lequel une quantité de chaleur ou de travail peut être utilisée pour
maintenir la température du système constante
Le calorimètre utilisé dans cette expérience pour mesurer la chaleur de combustion est illustré à
la Figure 1 ci-dessous. Il s’agit d’un calorimètre commercial de type isopéribole en particulier la
bombe calorimétrique de la compagnie Parr. Son manuel d’instruction peut être consulté à
l’adresse suivante :
http://www.parrinst.com/doc_library/members/204m.pdf
Figure 1. Schéma d’un calorimètre.

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Il est constitué
 D’une bombe (10) dans laquelle la réaction procède. Cette bombe calorimétrique possède des
parois épaisses en acier inoxydable pour supporter les hautes pressions. La bombe est reliée à
un système électrique (6) qui permet d’amorcer la réaction.
 D’une enceinte isolante (9) contenant un réservoir remplie d’eau (8) dans laquelle plonge
la bombe calorimétrique et le détecteur de température (11). Un agitateur (7) assure
l’homogénéité de la température de l’eau dans ce réservoir. Celui-ci est plaqué de chrome
pour diminuer l’échange de chaleur par radiation entre l’eau à l’intérieur du réservoir et le
milieu extérieur.
 D’une thermistance (11) utilisée comme capteur pour mesurer la température de l’eau.
Une thermistance est un élément semi-conducteur dont la résistance diminue de façon
importante (~ 4 % / °C) avec l’augmentation de la température. Pour un type de thermistance
donné, la fonction qui relie la résistance à la température est connue.
 La thermistance est connectée dans un pont
de Wheatstone, tel que montré à la Figure 2.
Ce pont transforme la variation de résistance
en variation de potentiel pouvant être lue par
une interface A/D. Cette variation de
potentiel est étalonnée pour correspondre à
une variation de température
Figure 2. Schéma du pont de Wheatstone.
Analyse thermodynamique
Bien que seules les équations finales soient nécessaires afin de calculer les résultats, une
compréhension de la thermodynamique permet de mieux saisir leurs origines et leurs utilités.
Pour mesurer la quantité d’énergie dégagée dans une combustion on utilise une bombe
calorimétrique si on veut étudier le phénomène à pression constante. Dans ces conditions
expérimentales la chaleur mise en jeu est égale à la variation de la fonction d’état, U, énergie
interne du système et par conséquent ne dépend plus de la manière de procéder.
La différence d’énergie interne associée à une transformation chimique, U, est égale à l’énergie
interne des produits moins celle des réactifs à une même température : le U est donc donnée
pour une transformation isotherme.
Analysons ce procédé en deux étapes (voir la figure2).

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.
Figure 2. Analyse thermodynamique d’une réaction de combustion (tiré de
http://web.mst.edu/~gbert/cal/bomb/FRdisc.htm)
Selon la loi de Hess :
U (réaction globale) = U1 (étape 1) + U2 (étape 2) (1)
- L’étape 1 = adiabatique, pas de travail d’expansion, car le volume est constant, donc U1 = 0
- L’étape 2 se fait également à volume constant donc U = U2 = Qv.
-
Remarque : n’oublions pas que usystème = - Umilieu, ou dans notre cas milieu = calorimètre et
système = le sujet de l’étude.
Cependant, les réactions des combustions se déroulent généralement à l’air libre, soit à pression
constante et par conséquent nous seront plutôt intéressés par l’enthalpie de combustion (H) que
par l’énergie de combustion (U).
Le passage est possible si on applique la première loi de la thermodynamique
Le premier principe de la thermodynamique stipule que l’énergie ne peux être ni créer ni détruite
et qu’un système peut l’échanger avec le milieu extérieur sous forme de chaleur (Q) ou sous
forme de travail (w), donc : U = Q + w (2)
ou pour un changement infinitésimal
dU = dQ + dw (3)
dans un système fermé et pour un processus réversible
dw = -P*dV
P = pression
dV = variation du volume au cours du processus.
En introduisant la définition de l’enthalpie
H = U + PV donc dH = dU + d(PV) (4)
Il en découle qu’à à P = cte
H = U + PV =Qp (5)