Cours de COMBUSTION

Cours de
COMBUSTION
Jean-Charles SAUTET – Université de Rouen
1
Jean-Charles SAUTET
Professeur à l’Université de Rouen – France
Chercheur au CORIA (Complexe de recherche Interprofessionel en Aérotermochimie)
Thématiques de recherches:
- Mélange gazeux turbulent
- Combustion non prémélangées: oxy-combsution, H2…
- expériences et métrologies
Responsable du Master 2 Gestion des Systèmes Industriels « Maîtrise de l’Energie »
Cours de combustion février 2012
Lundi 20/02: 10h30-12h30 14h-17h
Mercredi 22/02: 9h-12h 14h-17h
Mardi 21/02: 9h-12h
Jeudi 23/02: 9h12h 13h30-15h
Conférence « métrologies optiques pour les écoulements non-réactifs »
Mardi 21/02 : 14h-15h30
2
La COMBUSTION : Concrètement !
Brûleurs et foyers industriels
ALGLASS-FH
Chaudières vapeur
à tubes de fumée.
1 à 10,4 t/h
Four d’incinération
à grille
3
Incendies et explosions
Toulouse, France, Sept 2001
Usine AZF -> 30 morts
Explosion d’un stock de
nitrate d’ammonium
4
Transport terrestre, aéronautique et spatial
Un avion équipé de
CFM56 décolle toutes
les 4 secondes dans le monde
M88-2 équipe l'avion de
combat multirôle Rafale
de DassaultAviation
5
Plan du cours:
- chap 1:Rappels de Thermochimie
- chap 2: Etude physico-chimique de la
combustion
- chap 3: COMBUSTION LAMINAIRE
Flamme de diffusion
Flamme de prémélange
- chap 4: exemples de procédés industriels de
combustion
6
Partie I
Rappels de Thermochimie
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I. Chaleur et enthalpie de réaction
Toute réaction chimique absorbe ou dégage de l’énergie, suivant le
schéma :
réactifs  produits + q
Si q < 0, la réaction est exothermique.
Si q > 0, la réaction est endothermique.
La plupart des réactions chimiques sont conduites à pression constante.
Les produits de réaction sont généralement ramenés à pression atmosphérique
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8
Dans ce cas, l’énergie dégagée par la réaction est :
q = DH = Hprod – H réact
On admet que
- l’enthalpie initiale est la somme des enthalpies des différents réactifs
- l’enthalpie finale est la somme des enthalpies des différents produits.
Hprod   ni Hprod
i
et
i
Hréact   n j Hréact j
j
où ni et nj sont les coefficients stoechiométriques correspondant
aux produits et aux réactifs.
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A quoi correspondont l’enthalpie?
Calcul d’une chaleur de réaction
par la méthode des enthalpies de lien
Exemple :
P4 solide + 3 O2 gaz  P4O6 gaz
DH ?
Etape 1 : P4 solide -------- P4 gaz
on fournit Q1 au système
Etape 2 : P4 gaz ---------- 4 P
rupture de 6 liaisons P-P, on fournit
Q2 au système
3 O2 ---------- 6 O
Etape 3 : 4 P + 6 O ------- P4O6
rupture de 3 liaisons O=O, on fournit
Q3 au système
formation de 12 liaisons P-O,
le système perd Q4
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10
Lien
P-P
P-O
O=O
H: enthalpie du lien (Kcal/mole)
48
80
119
L’énergie fournie au système est comptée positivement pour le système.
L’énergie récupérée du système est comptée négativement pour le
système.
Pour briser une liaison chimique en atomes on fournit de la chaleur.
Cette énergie est appelée : enthalpie d’atomisation du lien Hat.
Lorsqu’une liaison chimique se forme à partir des atomes on gagne de la
chaleur.
Cette énergie est appelée : enthalpie de formation du lien Hfor.
Hat > 0
Hfor < 0
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Pour un lien donné
Hat = - Hfor
Pour une réaction chimique :
DH = S Hat + S Hfor
Variation d’enthalpie de la réaction de combustion du phosphore :
DH = 6.(+48)+3.(+119)+12.(-80)= - 315 Kcal/mol
diagramme enthalpique :
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12
Il existe 3 sortes de diagrammes enthalpiques :
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13
II. La COMBUSTION
La combustion désigne une réaction chimique au cours de laquelle il y a
oxydation complète ou partielle d’un corps.
- Cette espèce chimique totalement ou partiellement oxydée est
appelée combustible ou carburant,
- L’espèce oxydante est le comburant.
La réaction d’oxydation est en général exothermique.
Le terme combustion s’applique aux cas où la réaction est suffisamment
rapide pour quelle se matérialise par des effets radiatifs visibles
(flammes, étincelles, etc.)
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La réaction chimique de combustion est globalement une réaction
d’oxydo-réduction
Oxydant : comburant (O2 pur, O2 dilué (air), ozone, nitrates..)
+
Réducteur : combustible (H2, hydrocarbures CnHm, CO…)
=
Produits de la réaction
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La combustion peut être modélisée par une relation globale
a Combustible + b Comburant
le plus souvent :
hydrocarbure
CnHm
air (21%02+79%N2)
c Produits
CO2, H20, CO,
HO, NOx…
a et b sont les coefficients stoechiométriques
La stœchiométrie permet de fixer une règle pour rendre compte de la
conservation du nombre d'atomes au cours d'une réaction chimique
On appelle :
- réaction globale la réaction complète et totale des réactifs il n’y a plus
de réactifs initiaux dans les produits
-Si il y a trop de comburant  il reste du comburant dans les produits
 le milieu est pauvre
- Si il y a trop de combustible  il reste du combustible dans les produits
 le milieu est riche
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En réalité, il y a un grand nombre de réactions élémentaires
aCombustible + b Comburant ↔ c Produits
a1 A1
…..
ai Ai
…..
an An
+
+
+
+
+
b1B1
……
biBi
……
bnBn
↔
↔
↔
↔
↔
c1C1
……
ciCi
……
cnCn
Chaque réaction élémentaires est exo ou endo-thermique mais la réaction
globale reste exothermique.
Les réactions élémentaires vont dans les deux sens.
Certaines espèces intermédiaires restent dans les produits finaux.
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III. Enthalpies standards
Enthalpie standard (molaire) d’une substance A
l’enthalpie de formation de (1 mole de) cette substance dans son
état standard (à p = 105 Pa et à T = 25 °C), à partir des éléments
pris dans leur état standard également.
L’exposant 0 indique l’état standard.
Par convention, l’enthalpie standard des éléments simples est nulle (N2,
H2, O2, Cl2…).
L’enthalpie standard d’une réaction: DH
0
r
  ni H
i
0
f ,prodi
  nj H
j
0
f ,react j
Les enthalpies standards de formation sont données par des tables.
0
Exemple : on trouve dans les tables que H f ,CH = - 71,81 kJ/mole.
4
Ceci représente l’enthalpie de la réaction exothermique :
C(s) + 2H2(g)  CH4(g)(méthane)
à 298.15 K et sous p = 105 Pa
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1- Loi de Hess
Supposons que la réaction A  B peut se décomposer en plusieurs étapes (pas
nécessairement réalisables) :
?
DH1
A
B
DH 3
C DH D
2
On a alors
DHr DH1 DH 2 DH3
(H est une fonction d’état).
De façon générale, si une réaction peut se décomposer en n étapes :
n
DH r   DH i
i 1
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Exemple : considérons la transformation du graphite en diamant :
C(s; graphite)  C(s; diamant)
dans les conditions standards.
Ce processus, impossible à réaliser, peut se représenter par le cycle de Hess
?
C(s, graphite)+ O2(g)
DH0f (CO 2 )
CO2 (g)
C(s, diamant)+ O2(g)
 DH0comb(C(d))
On connaît l’enthalpie de formation du CO2(g) à partir de ses éléments
DH10  DH0
= - 393,51 kJ/mole
f ,CO
2
La seconde réaction est la réaction opposée à la combustion du diamant,
DH02  DH0comb(C(d)) = 395,40 kJ/mole
D’où
DHr0  DH10  DH02 = 1,89 kJ/mole
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2- Loi de Kirchhoff
permet de calculer la chaleur de réaction dans le cas où la température
n’est pas la température standard (25°C)
Capacité calorifique molaire à pression constante :
 H 
 A   C (T )
p,A
 T 


p
Pour une réaction :
  DHr

 T

H

H


réact j 
prodi 


  n
  nj 
i 



T


  T 
j
p i

p

p
  ni Cp,prod (T )   n j Cp,réact (T )
i
 D Cp,r (T)
i
i
j
par définition
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On en déduit la loi de Kirchhoff :
  DHr

 T


  DCp,r (T)

p
ou sous forme intégrale :
DHr (T)  DHr (T0 )   T D Cp,r (T).dT
T0
 DHr0   T D Cp,r (T).dT
T0
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Exemple : l’enthalpie standard de formation de H2O(g) à 298 K est
D H0f
H2O(g)  -241,82 kJ/mole
Cp(H2) = 28,84, Cp(O2) = 29,37
et Cp(H2O(g)) = 33,58 J.K-1mol-1.
En considérant que ces valeurs restent constantes entre T0 = 298 K et T1 = 373 K,
on peut calculer D Hf (H2O(g)) à 373 K :
D Hf
(H2O( g)) (T1 ) 
T1  T0 DCp
 D H0f (H2O(g))  T1  T0  DCp
D Hf
(H2O( g)) (T0 ) 
1


DCp  Cp (H2O)  Cp (H2 )  Cp (O2 )
2


  9,94 JK 1mol1
On a donc : H
f
1
(H2O)( g))(373K)   242,6 JK
mol1
kJ/mole
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3- Température adiabatique de fin de réaction
L’enthalpie H est la quantité de chaleur nécessaire pour amener l’un
quelconque des constituants du gaz de combustion de la température initiale
à la température finale sous pression constante.
On considère une réaction  n A
 nf A f
i i
à l’intérieur d’une bombe calorimétrique (adiabatique + volume constant).
Toute l’énergie dégagée par la réaction sert à chauffer les produits.
L’enthalpie des réactifs à la température initiale T0
=
l’enthalpie des produits à la température Tf de fin de réaction
 ni hAi(T0 ,p)   n j hAj(Tf ,p)
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L’enthalpie des réactifs à la température T0 :
T0
 0

 ni hAi(T0 , p)   ni hAi   ni CpidT
iréactifs 
Tréf

L’enthalpie des produits à la température finale Tf :
Tf
 0

 n j hAj(Tf , p)   n j hAj   n j Cp jdT
Tréf


Soit à résoudre :
T0
 0

  ni hAi   ni CpidT
iréactifs 
Tréf

Tf
 0


n j hAj   n j Cp jdT
=
jproduits 
Tréf

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Remarques:
- système itératif car Cp=Cp(T)
- En ne considérant qu’une capacité calorifique moyenne, on
n’obtiendra qu’une estimation de la température de fin de
réaction complète.
Exemples:
- Combustion du méthane à l’air
CH4 + 9,53 (0,21 O2+0,79 N2)  CO2 + 2 H20 + 7,53 N2
T°finale = 2200 K
- Combustion du méthane à l’oxygène pur
CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H20
T°finale = 3050 K
Effet du ballast thermique de l’azote
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4- Cinétique de formation des NOx
a- 3 mécanismes:
- Le NOx THERMIQUE
- Le NOx COMBUSTIBLE
- Le NOx PRECOCE
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27
Le NO Thermique (Thermal NO)
Formation initiée par la rupture de la triple liaison de l’azote
moléculaire N2 (NN)
N2 + O•  NO + N•
2 NO + H•
2 NO + O•
Energie d’activation élevée
Mécanisme prépondérant à haute température (> 1600°C)
Pour limiter la formation du NO thermique:
 diminuer la température du milieu
 réduire la concentration en oxygène (O• et OH•  )
 limiter la présence d’azote moléculaire N2
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Le NO du combustible (fuel NO)
- présence d’azote dans la matrice du combustible
- quantité d’azote fonction de la nature du combustible (solide/gazeux/liquide)
- formation rapide de composé gazeux en phase gaz (HCN, NH3…)
- oxydation de ces composés conduisant à la formation de NO
Pour limiter la formation du NO combustible:
 choix du combustible
 reformulation / dénitrification du combustible
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Le NO précoce (prompt NO)
- attaque de l’azote moléculaire de l’air par des fragments hydrocarbonés CHi
combustible
T°
N2 + CHi•  N• + HCN
NO
- mécanisme d’autant plus important que la richesse du combustible est élevée
- efficace même à basse température
- faible contribution dans les brûleurs et installations industrielles (T°)
Pour limiter la formation du prompt NO :
 limiter la quantité de combustible (stoechiométrie – proche de 1)
 choix du combustible (précurseurs de CHi )
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b- technologies d’abattement des NOx
 Limiter la formation des NOx à la source
 amélioration du processus de combustion
Méthodes primaires:
 limiter la température dans l’enceinte de combustion
 contrôler le rapport combustible / comburant
 adapter le mode de combustion (homogénéité, géométries…)
Moyens disponibles:
 étagement des injections d’air et de combustible
 recirculation des fumées
 optimisation de la géométrie injecteur / brûleur
 optimisation des paramètres de fonctionnement
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 Réduire les émissions résiduelles de NOx
 Traitement des fumées afin de limiter la teneur en NOx
 conversion chimique, catalytique ou non, des polluants
issus du foyer
Méthodes secondaires:
 réduire les NOx en azote moléculaire (N2)
 choix d’un procédé adapté au process industriel
Moyens disponibles:
 traitement en phase gaz: recombustion, réduction sélective
non catalytique
 traitement catalytique: réduction sélective catalytique
 couplage de méthodes
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Partie II
Etude physico-chimique
de la combustion
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I- Conditions de la combustion
Pour amorcer et propager la réaction de combustion, il faut :
-
que le combustible et le comburant soient intimement
mélangés ;
que le combustible et le comburant soient en proportions
telles
que le mélange soit inflammable;
-
qu’un point de ce mélange soit porté à une température
supérieure à la température d’inflammation.
Pour permettre la poursuite de la combustion, il faut en outre:
- évacuer les produits de combustion au fur et à mesure de leur formation
- assurer l’alimentation en combustible et en comburant de façon à
satisfaire les 3 conditions précédentes
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34
II- Etude thermique de la combustion :
pouvoir calorifique
a- Pouvoir calorifique supérieur (PCS)
Le PCS, à volume constant, d’un combustible représente la quantité
de chaleur dégagée par la combustion de l’unité de masse du combustible :
- dans de l’oxygène saturé de vapeur d’eau,
- les produits réagissant et les produits formés étant à la même
température,
- l’eau formée étant liquide
Pour la mesure du PCS, on utilise une bombe calorimétrique.
La définition du pouvoir calorifique à volume constant ne correspond pas aux
combustions industrielles qui ont lieu à pression constante, dans une enceinte
ouverte, mais la différence est faible et généralement négligée.
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b- Pouvoir calorifique inférieur (PCI)
La plupart du temps, les fumées sortent des surfaces d’échange à une température
supérieure au point de rosée. L’eau est donc émise sous forme de vapeur
Le pouvoir calorifique inférieur (PCI) se calcule en déduisant du PCS
la chaleur de condensation (2511 kJ/kg) de l’eau formée au cours
de la combustion et éventuellement de l’eau contenue dans le combustible.
PCI = PCS - Chaleur latente d'évaporation
c- Pouvoir calorifique des mélanges
PCm   xi PCi
avec :
i
PCm pouvoir calorifique du mélange,
PCi pouvoir calorifique des constituants
xi fraction massique de chaque constituant.
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Exemples :
Mazout :
Par kg de mazout se forme environ 1,2 kg d'eau.
L'énergie nécessaire pour transformer cette eau en vapeur s'élève à
2 511 x 1,2 = 3 022 kJ/kg.
Le mazout possède un PCI d'environ 43000 kJ/kg.
Environ 6% de l'énergie disponible est donc perdue
Gaz naturel : Le gaz naturel contient plus d'hydrogène,
 la déperdition d'énergie est plus importante lors de la combustion en raison
de la formation de vapeur d'eau évacuée par la cheminée.
Environ 10% de l'énergie disponible est perdue dans ce cas
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d- Unités et exemples de valeurs
Le pouvoir calorifique s’exprime en :
– kcal/kg
– millithermie/kg (=kcal/kg)
– thermie/tonne (=kcal/kg)
– kJ/kg (=0,239 kcal/kg)
– kWh/kg (=861kcal/kg)
Rq:
1cal=4,18 J
1 kWh=3600 kJ
= 861 kcal
ou en KJ/N.m3 pour les gaz.
J/g
Kcal/kg
kWh/tonne
J/g
1
0,24
0,278
Kcal/kg
4,18
1
1,161
kWh/tonne
3,6
0,86
1
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38
Pouvoir calorifique des gaz (millithermie/m3 ou kcal/m3)
Substance
PCI
PCS
Hydrogène (H2)
2570
3050
Monoxyde de
carbone (C0)
3025
3025
Hydrogène sulfuré
(H2S)
5760
6200
Méthane (CH4)
8575
9535
Ethane (C2H6)
15400
16865
Propane (C3H8)
22380
24360
Butane (C4H10)
29585
32075
Ethylène (C2H4)
14210
15155
Propylène (C3H6)
20960
22400
Acétylène (C2H2)
13505
13975
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39
Rq: PCI massique
Pour H2:
2570 kcal/m3
Pour CH4: 8575 kcal/m3
(r=0,09 kg/m3)
(r=0,67 kg/m3)
 PCI=27 777 kcal/kg
 PCI=12 800 kcal/kg
Soit un facteur 2,17 sur l’énergie dégagée par l’unité de masse
Pouvoir calorifique des liquides (thermies/tonne ou kcal/kg)
Substance
PCI
PCS
Hexane (C6H14)
10780
11630
Octane (C8H18)
10705
11535
Benzène (C6H6)
9700
10105
Styrène (C8H8)
9780
10190
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40
Divers
Bois (30% d’humidité) : 2800 thermies/tonne
Essence Feuillus
PCI en kWh/tonne
Bois sec (0% d’humidité)
Chêne
5 040
Hêtre
5 140
Châtaignier
5 190
Charme
4 970
Frêne
5 090
Bouleau
5 020
Acacia
5 270
Aulne
4 910
Peuplier
4 890
Orme
5 170
4434 thermies/tonne
Décroissance linéaire du PCI en fonction de l’humidité
Dans les plages d’humidité fréquemment utilisées dans le bois énergie
(10% à 65% d’humidité), le PCI varie de 1 370 à 4 610 kWh/tonne soit un facteur 3.4
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41
III- Grandeurs caractéristiques de la
combustion stoechiométrique
a- Pouvoir comburivore (ou air stœchiométrique) : Va
quantité d’air nécessaire pour assurer la combustion complète de l’unité
de volume de gaz combustible.
m3 d’air / m3 de gaz
b- Pouvoir fumigène
volume, ramené aux conditions normales, de produits (fumées) de la
combustion de 1 m3 de gaz associé à l’air stoechiométrique.
m3 de produits / m3 de gaz
pouvoir fumigène humide V’f0 : l’eau produite par la combustion est
à l’état de vapeur (c’est le volume qui est réellement évacué)
pouvoir fumigène sec Vf0 : l’eau produite par la combustion est supposée
condensée et on ne tient compte que du volume des corps gazeux
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42
Exemple : pour la combustion du méthane dans l’air
CH4 + 2 *(O2 + 3.76 N2)  CO2 + 2 H20 + 2*3,76 N2
Soit une mole de carburant pour 2*4,76 = 9,52 moles d’air.
- La fraction molaire (ou volumique) de méthane dans le mélange stoechiométriqu
1/(1+9,52)=0,095 = 9,5%
-
En masse :
12+4=16 g de carburant pour 2*(32+3,76*28) = 274,56 g d’air.
La fraction massique de méthane dans le mélange stoechiométrique est
16/(16+274,56) = 0,055 = 5,5%
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43
CH4 + 2 *(O2 + 3.76 N2)  CO2 + 2 H20 + 2*3,76 N2
Va = 9,52 Nm3 d’air / Nm3 de gaz
Pouvoir comburivore :
ou bien en Nm3 d’air / kg de gaz
Va 
nombre de mole d' air * volume molaire
nombre de mole de méthane * masse molaire du méthane
Pc 
9,52 * 0,0224
 13,33 Nm3 / kg
1* 0,016
Pouvoir fumigène humide:
Vfo’=(1+2+7,52)/1=10,52 Nm3 de fumées / Nm3 de gaz
ou bien en Nm3 de fumées / kg de gaz
nombre de mole de produits * volume molaire
'
Vfo

nombre de mole de méthane * masse molaire du méthane
'
Vfo

10,52 * 0,0224
 14,73 Nm3 / kg
1* 0,016
Pouvoir fumigène sec: Vfo’= =(1+7,52)/1=8,52 Nm3 de fumées / Nm3 de gaz
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c- autres grandeurs
Chaque communauté (motoriste, chaudièristes…) a ses habitudes.
- la fraction de mélange : rapport massique du carburant au mélange
- le rapport carburant / air (Fuel Air Ratio)
- la richesse : rapport du Fuel Air Ratio à sa valeur stoechiométrique
fuel
Ox

 fuel 




Ox

Sto
Yfuel
ou
si  < 1 
si  > 1 

YOx
Y 
 fuel 
Y 
 Ox 
Sto
pauvre (en excès d’air)
riche (excès de carburant)
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45
- le facteur d’air (rapport du débit d’air au débit stœchiométrique obtenu
par le pouvoir comburivore)
n
1

n<1 en milieu réducteur et n>1 en milieu oxydant
- l’excès d’air : le facteur d’air moins un (exprimé en %)
e(%) 
1 
 100

- le facteur de défaut d’air
d(%) 
 1
 100  1  n  100

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46
Caractéristiques des fumées
- gaz carbonique total VCO2 (ou « carbone total »)
volume total de CO2 dû à la combustion complète de 1 Nm3 de combustible
gazeux (ou de 1 kg pour les solides).
en m3 CO2 / m3 gaz
- Vapeur d’eau totaleVH20 (ou « hydrogène total »)
volume total de H20 dû à la combustion complète de 1 Nm3 de combustible
gazeux (ou de 1 kg pour les solides).
en m3 de vapeur d’eau / m3 gaz
- Teneur maximale en CO2 des produits de combustion secs « CO2 max »
rapport du CO2 total au pouvoir fumigène sec
CO2 0  VVCO2
f0
CO2 0
Gaz naturel
Proche de 12%
Butane et propane
Environ 14%
commercial
Fiouls
Entre 15 et 16%
Cours de COMBUSTION – Université de ROUEN
47
Exemples :
combustion à l’air de l’hydrogène
H2 + 2,38 ( 0,21 O2 + 0,79 N2)  H20 + 1,88 N2
Air théorique : 2,38
Humide (V’fo)
(1+1,88)/1=2,88
sec (Vfo)
(1,88)/1=1,88
Pouvoir fumigène
CO2 total:
0/1 = 0
H20 total:
1/1 = 1
Composition volumétrique des produits de combustion humides (en % V’fo)
CO2
0*100/2,88 = 0%
H20
1*100/2,88 = 34,7%
N2
1,88*100/2,88 = 65,3%
Cours de COMBUSTION – Université de ROUEN
48
combustion à l’air du gaz de Lacq
(97,3%CH4, 2,1% C2H6, 0,2% C3H8, 0,1% C4H10, 0,3% N2)
(0,973 CH4 + 0,021 C2H6 + 0,002 C3H8 + 0,001 C4H10 + 0,003 N2)
+ 9,7 (0,21 O2 + 0,79 N2)
 1,025 CO2 + 2,022 H20 + 7,66 N2
Air théorique : 9,7
Humide (V’fo)
(1,025+2,022+7,66)/1=10,72
Sec (Vfo)
(1,025+7,66)/1=8,7
Pouvoir fumigène
CO2 total
H20 total
1,025/1 = 1,025
2,022/1 = 2,022
Composition volumétrique des produits humides (en % V’fo)
CO2
1,025*100/10,72 = 9,6%
H20
2,022*100/10,72 = 18,9%
N2
7,66*100/10,72 = 71,5%
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49
Feuille de calcul de combustion d’un combustible gazeux en fonction de sa composition
Compositon du combustible gazeux
Nature du gaz
Pouvoir
Gaz carbonique
Vapeur d'eau
densité
comburivore
total
totale
par rapport à l'air
Teneur
Va
VCO2
VH20
(m3/m3)
(m3 air/m3 gaz)
A
B
Supérieur
(m3 CO2/m3 gaz) (m3 H20/m3 gaz)
A* B
C
A* C
D
pouvoir calorifique
A* D
d
E
Hydrogène
H2
0
2,36
0
1
0,0695
Oxyde de carbone
CO
0
2,38
1
0
Méthane
CH4
0
9,54
1
2
Ethylène
C2H4
0
14,4
2
Ethane
C2H6
0
16,84
propylène
C3H6
0
21,84
Propane
C3H8
0
Butylène
C4H8
Butane
C4H10
Pentane
Anhydride carbonique
Inférieur
PCS kWh/m3(n) PCI kWh/m3(n)
A* E
F
A* F
G
A* G
3,52
2,96
0,968
3,51
3,51
0,555
11,08
9,97
2
0,976
17,65
16,53
2
3
1,048
19,58
17,88
3
3
1,48
26,06
24,34
24,37
3
4
1,557
28,22
25,94
0
29,64
4
4
2,007
34,99
32,68
0
32,41
4
5
2,096
37,41
34,49
C5H12
0
40,87
5
6
2,671
47,11
43,52
CO2
0
0
1
0
1,529
0
0
Azote
N2
0
0
0
0
0,968
0
0
Oxygène
O2
0
-4,77
0
0
0
0,79 Va
+
+
SEC
Pouvoir fumigène
=
+
0
1,105
0
azote du gaz
VCO2
Vfo
VH20
0
0
m3/m3gaz
0
"
0
"
0
"
0
"
0
0
0
0
0
Teneur maximale
en CO2 sur sec
CO2=VCO2/Vfo
=
50
Feuille de calcul de combustion du gaz de Lacq
Compositon du combustible gazeux
Pouvoir
Gaz carbonique
Vapeur d'eau
densité
comburivore
total
totale
par rapport à l'air
Teneur
Va
VCO2
VH20
(m3/m3)
(m3 air/m3 gaz)
(m3 CO2/m3 gaz)
(m3 H20/m3 gaz)
Nature du gaz
Hydrogène
A
B
A* B
C
-
0
A* C
pouvoir calorifique
d
Supérieur
Inférieur
PCS kWh/m3(n)
PCI kWh/m3(n)
D
A* D
E
A* E
F
A* F
G
A* G
-
1
-
0,0695
-
3,52
-
2,96
-
H2
0
2,36
Oxyde de carboneCO
0
2,38
-
1
-
0
-
0,968
-
3,51
-
3,51
-
Méthane
CH4
0,973
9,54
9,28
1
0,973
2
1,946
0,555
0,540
11,08
10,78
9,97
9,70
Ethylène
C2H4
0
14,4
-
2
-
2
-
0,976
-
17,65
-
16,53
-
Ethane
C2H6
0,021
16,84
0,35
2
0,042
3
0,063
1,048
0,022
19,58
0,41
17,88
0,38
propylène
C3H6
0
21,84
-
3
-
3
-
1,48
-
26,06
-
24,34
-
Propane
C3H8
0,002
24,37
0,05
3
0,006
4
0,008
1,557
0,003
28,22
0,06
25,94
0,05
Butylène
C4H8
0
29,64
-
4
-
4
-
2,007
-
34,99
-
32,68
-
Butane
C4H10 0,001
32,41
0,03
4
0,004
5
0,005
2,096
0,002
37,41
0,04
34,49
0,03
Pentane
C5H12 0
40,87
-
5
-
6
-
2,671
-
47,11
-
43,52
-
Anhydride carbonique
CO2
0
0
-
1
-
0
-
1,529
-
0
-
0
-
Azote
N2
0,003
0
-
0
-
0
-
0,968
0,003
0
-
0
-
Oxygène
O2
0
-4,77
0,00
0
-
0
-
1,105
-
0
-
0
1,000
9,72
+
+
SEC
Pouvoir fumigène
=
+
HUMIDE
=
1,025
0,79 Va
azote du gaz
VCO2
Vfo
VH20
V'fo
2,022
7,68
m3/m3gaz
0,003
"
1,025
"
8,705
"
2,02
"
10,73
"
0,570
11,29
10,16
Teneur maximale
en CO2 sur sec
CO2=VCO2/Vfo
= 0,118
51
IV- Les différents types de combustion
On peut distinguer 4 types de combustion :
- la combustion stœchiométrique
- La combustion complète en excès d’air
- La combustion complète en défaut d’air
- La combustion incomplète
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52
a- combustion stœchiométrique
C’est la combustion donnée par 1 m3 (n) de gaz associé à un volume d’air égal
à l’air stœchiométrique
COMBUSTION STOECHIOMETRIQUE
Combustion complète sans excès d’air ni défaut d’air
1 m3(n)
GAZ
AIR
(N2 + O2)
Va m3(n)
FUMEES HUMIDES
N2 + CO2 + H20
V’fo m3(n)
Taux d’aération
n=1
Va = Air théorique
ou POUVOIR COMBURIVORE
m3(n) d’air par m3(n) de gaz
FUMEES SECHES
N2 + CO2
Vfo m3(n)
EAU
V’fo : pouvoir fumigène humide
Vfo : pouvoir fumigène sec
m3(n) de fumées par m3(n) de gaz
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53
combustion stœchiométrique:
- Tout le carbone et tout l’hydrogène sont oxydés
et tout l’oxygène de l’air est utilisé.
- Les produits de combustion ne contiennent que : O2, H20 et N2
- Le volume des produits de combustion est minimal
(= au pouvoir fumigène)
Ce type de combustion est difficile à réaliser dans la pratique:
nécessite de fournir au brûleur l’air et le gaz très rigoureusement
dans les proportions stœchiométriques.
Cours de COMBUSTION – Université de ROUEN
54
b. combustion complète en excès d’air
C’est la combustion donnée par 1 m3 (n) de gaz associé à
un volume d’air supérieur à l’air stœchiométrique
COMBUSTION COMPLETE EN EXCES D’AIR
1 m3(n)
GAZ
AIR
UTILISE
Va m3(n)
AIR EN EXCES
(n-1) Va
FUMEES HUMIDES
FUMEES SECHES
V’fo m3(n)
Vfo m3(n)
(n-1).Va
(n-1).Va
EAU
Taux d’aération n > 1
Volume d’air : n.Va
Excès d’air : e(%) = 100 (n-1)
Cours de COMBUSTION – Université de ROUEN
55
Pour chaque m3 de gaz :
- une partie de l’air associé, égale à l’air stœchiométrique, sert
à assurer l’oxydation complète du carbone et de l’hydrogène
- le reste, l’air en excès, ne participe pas à la combustion et
se retrouve, intégralement, dans les produits de combustion
qui comprennent : CO2, H20, N2 et O2
Ce type de combustion est le plus courant.
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56
c- combustion complète en défaut d’air
(utilisation totale de l’oxygène)
C’est la combustion donnée par 1 m3 (n) de gaz associé à un
volume d’air inférieur à l’air stœchiométrique
COMBUSTION COMPLETE EN DEFAUT D’AIR
1 m3(n)
GAZ
défaut d’air (1-n)Va
FUMEES HUMIDES
FUMEES SECHES
N2 + CO2 + H20
N2 + CO2
CO + H2 imbrûlés
CO + H2 imbrûlés
AIR
n.Va m3(n)
EAU
Taux d’aération n < 1
Volume d’air : n.Va
Défaut d’air : d(%) = 100 (1-n)
Cours de COMBUSTION – Université de ROUEN
57
On trouve dans les produits de combustion :
- des imbrûlés : CO, H2
et, pour des défauts d’air importants: méthane et carbone suie
- N2, CO2 et H20
Ce type de combustion est parfois recherché dans certaines applications
industrielles en raison de l’action de tels produits de combustion sur la charge
de certains fours. Il est très difficile à réaliser dans la pratique.
Cours de COMBUSTION – Université de ROUEN
58
d- combustion incomplète
1 m3(n) de gaz est associé à un volume d’air quelconque et,
en raison de conditions défavorables, une partie du gaz ne
participe pas à la combustion.
Cette combustion se caractérise par la présence
simultanée d’oxygène et d’imbrûlés dans les produits
de combustion.
Cours de COMBUSTION – Université de ROUEN
59
COMBUSTION INCOMPLETE
(équilibres chimiques non réalisés)
tc m3(n) brûlé
1
m3(n)
GAZ
AIR
n.Va
m3(n)
FUMEES HUMIDES
FUMEES SECHES
N2 + CO2 + H20
N2 + CO2
CO + H2
CO + H2
ta.Va m3(n)
ta.Va m3(n)
EAU
tc.Va m3(n)
d’air utilisé
ta.Va m3(n)
d’air inutilisé
Taux de combustion : tc
Taux d’air inutilisé : ta
Taux d’aération : n = tc + ta
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60
Ce type de combustion se rencontre lorsque le gaz et l’air disponibles ne se
combinent pas totalement dans la zone de combustion.
Ce peut être le résultat :
- de la détérioration d’un brûleur, qui assure un mélange imparfait
- d’un refroidissement brutal provoquant l’arrêt de la combustion.
On peut également rencontrer une telle combustion sur des fours industriels
lorsqu’une partie de l’air est aspirée par des ouvertures du fait de la
dépression régnant dans l’enceinte.
Cette combustion n’est jamais souhaitable et correspond à des équipements
mal réglés ou détériorés
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61
V- Grandeurs caractéristiques de la combustion
1- Rapport air/gaz et taux d’aération
Rapport air total / gaz (symbole R)
volume d' air de combustion
volume de combustible gazeux
En combustion théorique
volume air = Va
En combustion en excès d’air
volume air > Va
En combustion en défaut d’air
volume air < Va
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62
Taux d’aération ou facteur d’air (symbole n)
m3 d' air réel / m3 de gaz
3
3
m d' air stoechiométrique / m de gaz
En combustion théorique

n
R
Va
m3 d' air réel
m3 d' air stoechiométrique
n=1
En combustion en excès d’air n>1
d’où un excès d’air
e (%)=100(n-1)
En combustion en défaut d’air n<1
d’où un défaut d’air
d (%)=100(1-n)
Taux de combustion et taux d’air inutilisé
En combustion incomplète, le taux d’aération n
est la somme du taux de combustion tc et du taux d’air inutilisé ta :
n=tc+ta
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63
Rq :
- La combustion peut être incomplète, même si le gaz et l’air sont
présents en quantité stoechiométrique,
par exemple si la présence d’une paroi froide inhibe la combustion.
Si tc=0,9 et ta=0,1, on a n=1, mais 10% du combustible ne se sont pas
oxydés et 10% de l’air sont restés inutilisés.
En combustion complète en défaut d’air (utilisation totale de l’oxygène),
ta=0 et tc=n
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64
2- Bilan en air de combustion d’un appareil
Produits de
combustion
GAZ
Produits de
combustion
AIR
PRIMAIRE
AIR
SECONDAIRE
+
= AIR TOTAL
GAZ
AIR
TOTAL
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65
Dans un grand nombre d’appareils,
le brûleur n’apporte pas la totalité de l’air de combustion,
mais seulement une partie : l’ AIR PRIMAIRE.
Dans ce cas, le foyer, généralement en dépression, permet
l’admission naturelle d’AIR SECONDAIRE
AIR PRIMAIRE + AIR SECONDAIRE =AIR TOTAL
On a :
- en débits d’air :
qair primaire + qair secondaire = qair total
- en rapport air/gaz :
Rprimaire + Rsecondaire = Rtotal (m3 d’air/m3 gaz)
- en taux d’aération :
nprimaire + nsecondaire = ntotal (sans unité)
(m3/h)
Rq : il est nécessaire de contrôler la quantité d’air secondaire admise pour
éviter le refroidissement de l’appareil par de l’air en grand excès, source de
surconsommation.
Pour les appareils industriels à haute température, il faut même proscrire
toute admission d’air secondaire.
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66
VI- Volume des produits de combustion à évacuer
1- volume normal des produits de combustion pour les
différents types de combustion
V’f : volume des produits de combustion humides en m3(n)
(c’est à dire à 0°C puisque la pression demeure, sauf exception,
toujours voisine de la pression atmosphérique)
- en combustion stœchiométrique
Ce volume est égal au pouvoir fumigène humide
V’f = V’fo
- en combustion complète en excès d’air
Ce volume est égal au pouvoir fumigène humide augmenté
de l’excès d’air
V’f = V’fo + (n-1) Va
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67
n n’étant pas connu à priori, dans la pratique on calcule le volume d’air en
excès à partir de la teneur en O2 mesurée par analyse :
O2 sur produits secs et ’O2 sur produits de combustion humides
excès d’air = (n  1) Va  Vfo
 O2
0,21   O2
 V 'fo
 O2
0,21  'O2
- en combustion complète en défaut d’air et en combustion
incomplète
Les produits de combustion secs comportent CO2, CO et H2 ; dans la
combustion incomplète, ils contiennent en plus O2.
Le volume des produits de combustion peut se calculer en fonction des
caractéristiques du gaz et des résultats de l’analyse des produits de
combustion
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68
2- volume réel à évacuer à une température quelconque
Les produits de combustion ne sortent jamais à 0°C.
Dans la pratique il y a lieu de considérer leur volume à la température à
laquelle ils sortent de l’appareil.
En considérant les produits de combustion comme des gaz parfaits, on a
Vt1 volume (ou débit) à T1 K ;
Vt0 volume (ou débit) à 0°C
Vt1  Vt0
T1
273
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69