6 • Combustion
259
6.4 Constante d’équilibre
d’une réaction chimique (gaz parfaits)
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
Afin de connaître la valeur de K, il faut préalablement calculer la température de flamme adiabatique atteinte au cours de la combustion. Avec
l’excès d’air de 50 %, on trouve environ 1 800 K. À 1 800 K, K = 112
× 10
−6
, soit :
La concentration molaire (ou volumique) en monoxyde d’azote rapportée au nombre total de moles de la combustion est égale à :
D’après le tableau 6.7, on remarque qu’à température ambiante, la formation de NO est nulle et que cette formation augmente avec la température. Le monoxyde d’azote se forme dans un temps très court au cours
de la combustion et dès que les gaz d’échappement se refroidissent, la
réaction se bloque (figeage de la réaction). Il faut retenir que deux paramètres favorisent la formation du monoxyde d’azote : la température
élevée et l’excès d’air. Cette concentration est très élevée, heureusement,
les gaz d’échappement se diluent dans l’air. Néanmoins, cette forte concentration explique pourquoi la circulation automobile peut conduire à
des pics de pollution des NO x sachant que la réalité est plus complexe
car il se forme également du N 2 O et du NO 2 d’une part et que le
recours à la cinétique chimique devient d’autre part nécessaire pour estimer la concentration réelle des espèces du fait de la brièveté de la réaction de combustion discontinue (quelques millisecondes). Cet exemple
démontre la limite de l’analyse de la thermodynamique à l’équilibre dans
un régime transitoire à variation rapide de température. Grâce au figeage
de la réaction par le refroidissement rapide, la concentration en NO x
dans une combustion réelle est beaucoup plus faible (de l’ordre de quelques centaines de ppm v et non plus de 2 000) que celle donnée par une
analyse à l’équilibre.
2
1,8 10
-
a ª
¥
2
NO
v
2 1,8 10
2 356 ppm
15, 28
y
-
¥
¥
ª
=
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6.4 Constante d’équilibre
d’une réaction chimique (gaz parfaits)
© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
Afin de connaître la valeur de K, il faut préalablement calculer la température de flamme adiabatique atteinte au cours de la combustion. Avec
l’excès d’air de 50 %, on trouve environ 1 800 K. À 1 800 K, K = 112
× 10
−6
, soit :
La concentration molaire (ou volumique) en monoxyde d’azote rapportée au nombre total de moles de la combustion est égale à :
D’après le tableau 6.7, on remarque qu’à température ambiante, la formation de NO est nulle et que cette formation augmente avec la température. Le monoxyde d’azote se forme dans un temps très court au cours
de la combustion et dès que les gaz d’échappement se refroidissent, la
réaction se bloque (figeage de la réaction). Il faut retenir que deux paramètres favorisent la formation du monoxyde d’azote : la température
élevée et l’excès d’air. Cette concentration est très élevée, heureusement,
les gaz d’échappement se diluent dans l’air. Néanmoins, cette forte concentration explique pourquoi la circulation automobile peut conduire à
des pics de pollution des NO x sachant que la réalité est plus complexe
car il se forme également du N 2 O et du NO 2 d’une part et que le
recours à la cinétique chimique devient d’autre part nécessaire pour estimer la concentration réelle des espèces du fait de la brièveté de la réaction de combustion discontinue (quelques millisecondes). Cet exemple
démontre la limite de l’analyse de la thermodynamique à l’équilibre dans
un régime transitoire à variation rapide de température. Grâce au figeage
de la réaction par le refroidissement rapide, la concentration en NO x
dans une combustion réelle est beaucoup plus faible (de l’ordre de quelques centaines de ppm v et non plus de 2 000) que celle donnée par une
analyse à l’équilibre.
2
1,8 10
-
a ª
¥
2
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2 1,8 10
2 356 ppm
15, 28
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