Accueil
 Contact
 
 
 Les formes d'énergie
 Les unités
 Énergie ou puissance ?
 Conversion d'énergie
 Le rendement
 Le stockage de l'énergie
 Ordres de grandeur
 Les dossiers
 
 
 L'isolation
 Le chauffage
 La ventilation
 L'éclairage
 Les dossiers
 

 

 Les énergies renouvelables
 Les énergies fossiles
 Les dossiers
 
 
 Le prix de l'énergie
 Les énergies en France
 Les dossiers
 
 

    

Les conversions d'énergie

Energie chimique -> énergie thermique

La combustion

La combustion est l'une des conversions d'énergie que l'on rencontre le plus au quotidien. Typiquement, on l'utilise dans nos briquets, nos voitures, nos cheminées, nos chaudières et bien d'autres.

Le principe de la combustion repose sur l'oxydation d'un combustible (solide, liquide ou gazeux), que l'on réalise à l'aide d'un comburant. Dans la majorité des cas, ce dernier est l'oxygène (ou plus rigoureusement le dioxygène, O2) contenu dans l'air. Cette oxydation s'accompagne systématiquement de libération d'énergie thermique (de chaleur), dont on évaluera plus bas la quantité. La réaction conduit aussi à la formation de dioxyde de carbone (CO2) et d'eau (H2O), ce sont les produits.

Voici l'exemple de la combustion d'un combustible gazeux, le méthane (CH4), réalisé en présence d'air.

CH4 + 2 O2 -> CO2 + 2 H2O

Par cette formule, il faut comprendre que la combustion d'une molécule de méthane en présence de deux molécules d'oxygène donnera une molécule de dioxyde de carbone, et deux d'eau.

Pour évaluer la quantité d'énergie thermique libérée par une combustion, il est nécessaire d'introduire la notion d'enthalpie de formation. Une molécule est composée d'éléments simples : les atomes (le carbone C, l'oxygène O, l'hydrogène H, et bien d'autres). La différence entre une molécule et les atomes réside dans leur liaison chimique. Pour créer une molécule, il va falloir apporter de l'énergie aux atomes, qui sera stockée sous forme de liaisons. L'enthalpie de formation est la quantité d'énergie chimique stockée dans les liaisons de la molécule. Elle est notée ΔH, et s'exprime couramment en kilojoules par mole (kJ/mol), la mole étant un "paquet" de molécules.

Lors de la combustion, les liaisons du combustible (dans notre exemple, le CH4) sont cassées, libérant ainsi l'énergie accumulée. Une partie de cette énergie est utilisée pour former les molécules des produits (CO2 et H2O). L'énergie libérée par la combustion sera donc la différence entre les enthalpies de formations des produits et des réactifs.

Reprenons notre exemple du méthane ; les enthalpies de réaction des molécules mises en jeu sont :

ΔH (CH4) = -74.9 kJ/mol
ΔH (O2) = 0 kJ/mol
ΔH (CO2) = -395.5 kJ/mol
ΔH (H2O) = -241.8 kJ/mol

Le fait que les valeurs soient négatives signifie qu'il faut apporter de l'énergie à la molécule pour la créer. Le dioxygène n'a pas n'enthalpie de formation, car c'est un corps pur simple.

L'énergie libérée par la réaction, que l'on va noter ΔH (réaction), se calcule donc de la sorte :

ΔH (réaction) = [ΔH (CO2) + 2 x ΔH (H2O)] - [ΔH (CH4) + 2 x ΔH (O2)]
ΔH (réaction) = (-395.5 + 2 x -241.8) - (-74.9 + 2 x 0)
ΔH (réaction) = -804.2 kJ/mol

Ici, la valeur est négative car l'énergie est libérée. La combustion d'une mole de méthane libère ainsi 804.2 kJ. Pour employer une unité plus compréhensible, convertissons en mole par litre. Sous la pression atmosphérique, et pour des températures courantes, une mole contient 22.4 litres. Un litre contient donc 0.045 moles. Finalement, par la combustion d'un litre de méthane, on pourra "produire" environ 37kJ de chaleur. Grosso modo, c'est la quantité d'énergie qu'il faut pour réchauffer un litre d'eau de 9°C.

Remarques : dans cette exemple, nous avons considéré le méthane dans des conditions dites "normales". A savoir sous la pression atmosphérique, et à 25°C. De plus, nous avons supposé que l'eau produite l'était sous forme gazeuse. C'est le cas dans la majorité des combustions (mais pas dans le cas d'une chaudière à condensation, vous pouvez consulter l'article correspondant).

exemples de dispositifs utilisant la combustion :

Un réchaud à gaz, qui convertit l'énergie chimique du gaz en énergie thermique

Un moteur de voiture (à explosion, qui fait de même)

Un feu de bois

     

      Energie chimique -> Energie rayonnante
      Energie chimique -> Energie mécanique
      Energie chimique -> Energie électrique
         L'oxydo-réduction
    
 Energie chimique -> Energie thermique
         La combustion

      Energie mécanique -> Energie thermique
         Les frottements
      Energie mécanique -> Energie chimique
      Energie mécanique -> Energie hydraulique
         Le pompage
      Energie mécanique -> Energie électrique

      Energie électrique -> Energie thermique
         L'effet Joule
      Energie électrique -> Energie chimique
      Energie électrique -> Energie rayonnante
      Energie électrique -> Energie mécanique

      Energie thermique -> Energie électrique
         L'effet Seebeck
         La turbine à vapeur et l'alternateur (indirect)
      Energie thermique -> Energie chimique
      Energie thermique -> Energie rayonnante
         Incandescence
         Rayonnement infrarouge
      Energie thermique -> Energie mécanique

      Energie rayonnante -> Energie électrique
         L'effet photovoltaïque
      Energie rayonnante -> Energie chimique
      Energie rayonnante -> Energie thermique
         L'absorption

      Energie hydraulique -> Energie mécanique

      Energie nucléaire -> Energie thermique

 Energieplanete.fr © 2013 - Simon REVEL - un site du groupe REVEL WEB