La combustion définition
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 ?H, 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 :
?H (CH4) = -74.9 kJ/mol
?H (O2) = 0 kJ/mol
?H (CO2) = -395.5 kJ/mol
?H (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 ?H (réaction), se calcule donc de la sorte :
?H (réaction) = [?H (CO2) + 2 x ?H (H2O)] – [?H (CH4) + 2 x ?H (O2)]
?H (réaction) = (-395.5 + 2 x -241.8) – (-74.9 + 2 x 0)
?H (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).
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