Les differents types de modeles cinetiques en combustion

Dans la combustion d’un hydrocarbure, on peut distinguer trois étapes qui diffèrent par les produits formés et le bilan énergétique.

Première étape:
L’hydrocarbure initial se dégrade en hydrocarbures intermédiaires oléfiniques plus légers. Ces intermédiaires majoritaires, pour des alcanes jusqu’en C8, sont respectivement l’éthylène puis le propène; le bilan énergétique de cette première étape est sensiblement nul ()T – 0) du fait de la compensation entre l’exothermicité de la réaction d’oxydation de l’hydrogène et l’endothermicité des réactions de pyrolyse.

Deuxième étape :
Elle consiste dans l’oxydation des oléfines intermédiaires avec production de monoxyde de carbone. Cette étape est faiblement exothermique.

Troisième étape :
Le monoxyde de carbone s’oxyde en dioxyde de carbone. Cette étape est fortement exothermique et produit la majeure partie de l’énergie totale libérée par la combustion.

LES DIFFERENTS SCHEMAS CINETIQUES

Les schémas globaux à une seule réaction

Principe et exemple d’application
La réaction d’oxydation d’un hydrocarbure par l’oxygène s’écrit le plus simplement :

CnHm + (n + m/4) O2 = n CO2 + m/2 H2O

la vitesse de cette réaction globale peut s’écrire :
V globale = ATc (CnHm)a (O2)b exp(-Ea/RT)

Ce schéma a été appliqué au calcul des vitesses de flamme laminaire de divers hydrocarbures dont des alcanes normaux (du méthane au n-décane), des méthyl alcanes, l’acétylène, des oléfines et des aromatiques par WESTBROOK et DRYER [2].

D’autres auteurs introduisent la concentration en eau dans l’expression de vitesse.

Inconvénients de ces schémas

Ces schémas à une seule réaction supposent que les seuls produits formés sont CO2 et H2O et ne permettent pas de représenter les détails d’inflammation liés à l’accumulation des composés intermédiaires. La température calculée est sensiblement plus élevée que celle mesurée dans la flamme, conséquence de la non-prise en compte des équilibres entre CO2 et CO et entre H2O et H2, en fin de réaction.

Les schémas globaux à deux réactions

Principe et exemple d’application

On représente la combustion de l’hydrocarbure par une séquence de deux réactions (la première irréversible et la seconde réversible) :

(1) CnHm + (2n + m)/4 02 – n CO + m/2 H2O
(2) CO + 1/2 O2 = CO2

WESTBROOK et DRYER [2] utilisent ce schéma pour calculer des vitesses de flammes laminaires.

Avantages et inconvénients

La température de flamme peut être calculée avec une bonne précision tout comme la concentration en monoxyde de carbone à l’équilibre. Mais ces schémas rendent compte de manière insuffisante de la nature séquentielle de la combustion des hydrocarbures. La phase initiale d’oxydation précédant l’élévation de température n’apparaît pas.

Les schémas semi-globaux à plusieurs étapes

Principe et exemple d’application

Ce schéma développé par HAUTMAN et coll. [3] représente la combustion de l’hydrocarbure par une première étape globale produisant de l’éthylène :

1) CnH2n + 2 = n/2 C2H4 + H2

suivie de trois autres équations correspondant respectivement à l’oxydation de l’éthylène, l’équilibre entre CO2 et CO et l’équilibre entre H2O et H2 :
2) C2H4 + O2 = 2 CO + 2 H2
3) CO + 1/2 O2 = CO2
4) H2 + 1/2 O2 = H2O

Avantages de ce schéma
Ce schéma prend en compte des étapes principales de la combustion des hydrocarbures et permet de représenter l’accumulation d’éthylène comme composé intermédiaire. Il donne aussi une représentation correcte du profil de concentration de l’hydrocarbure initial en fonction du temps ; il prend en compte les processus compétitifs entre produits intermédiaires et produits initiaux au cours de la réaction.

Exemple d’application et critique
J.C. BELLET et coll. [4] ont utilisé ce modèle pour rendre compte de résultats expérimentaux, obtenus en réacteur tubulaire à écoulement turbulent, sur des flammes de mélange C3H8-air-gaz brûlés. Ils notent un bon accord avec le schéma pour la phase de délai, mais pas pour la phase de combustion vive : selon eux, ceci pourrait être dû à l’absence de réactions inverses, ce qui ne permet pas de différencier les gaz brûlés du gaz inerte vis-à-vis de la dilution alors que les gaz de combustion favorisent les réactions inverses.

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Table des matières

INTRODUCTION
CHAPITRE I HISTORIQUE : LES DIFFERENTS TYPES DE MODELES CINETIQUES EN COMBUSTION
1. Introduction
2. Les différents schémas cinétiques
2.1 Les schémas globaux à une seule étape
2.1.1 Principe et exemple d’application
2.1.2 Inconvénients de ces schémas
2.2 Les schémas globaux à deux réactions
2.2.1 Principe et exemple d’application
2.2.2 Avantages et inconvénients
2.3 Les schémas semi-globaux à plusieurs étapes
2.3.1 Principe et exemple d’application
2.3.2 Avantages de ces schémas
2.3.3 Exemples d’application et critiques
2.4 Les schémas quasi-globaux
2.4.1 Principe et exemple d’application
2.4.2 Avantages et inconvéniants
2.5 Conclusion
2.6 Les mécanismes cinétiques détaillés
2.6.1 Le mécanisme réactionnel : Principe
2.6.2 Equation de vitesse
2.6.3 Exemples d’application et critiques
2.6.3.1 Schémas cinétiques de Westbrook et coll.
2.6.3.2 Schémas cinétiques de Warnatz
2.6.3.3 Schémas cinétiques de Miller et coll.
2.7 Les schémas semi-globaux à plusieurs étapes obtenus à partir des mécanismes détailles
2.7.1 Principe et exemples d’application
2.7.2 Conclusion
CHAPITRE II LA TECHNIQUE EXPERIMENTALE
1. Le réacteur
1.1 Introduction
1.2 Le choix du réacteur, ses caractéristiques
2. Aspect technologique
2.1 Le montage expérimental
2.1.1 Le circuit d’entrée
2.1.2 Le circuit de sortie
2.1.3 Le circuit de prélèvement
2.1.4 Le circuit de refroidissement liquide
2.2 Chauffage, préchauffage – Régulation de température
2.3 Les débits gazeux
2.4 Les prélèvements gazeux et la mesure de la température
2.4.1 Les prélèvements gazeux
2.4.2 La mesure de la température dans le milieu réactionnel
3. Protocole expérimental
3.1 Préparation du réacteur : réglage de sa température sous débit contrôlé d’azote
3.2 Admission des réactifs pour un temps de passage donné et prélèvements dans le milieu réactionnel
3.3 Transition entre deux expériences consécutives
3.4 Arrêt de la manipulation
CHAPITRE III LES RESULTATS EXPERIMENTAUX
1. Introduction
2. Domaine de travail choisi et conditions expérimentales générales
2.1 Domaine de travail choisi
2.2 Conditions expérimentales générales
3. Oxydation de l’éthylène
3.1 Conditions expérimentales particulières
3.2 Résultats expérimentaux
3.2.1 Résultats obtenus à pression atmosphérique
3.2.1.1 Les mélanges pauvres et stoechiométrique
3.2.1.2 Les mélanges riches
3.2.2 Résultats obtenus à 5 et 10 bars
3.2.2.1 Les mélanges pauvres et stoechiométrique
3.2.2.2 Les mélanges riches
4. Oxydation du propène
4.1 Conditions expérimentales particulières
4.2 Résultats expérimentaux
4.2.1 Résultats obtenus à pression atmosphérique
4.2.1.1 Les mélanges pauvres et stoechiométrique
4.2.1.2 Les mélanges riches
4.2.2 Résultats obtenus à 5 et 8 bars
4.2.2.1 Les mélanges pauvres et stoechiométrique
4.2.2.2 Les mélanges riches
5. Oxydation du propane
5.1 Conditions expérimentales particulières
5.2 Résultats expérimentaux
5.2.1 Résultats obtenus à pression atmosphérique
5.2.1.1 Les mélanges pauvres et stoechiométrique
5.2.1.2 Les mélanges riches
5.2.2 Résultats obtenus à 5 et 10 bars
5.2.1.1 Les mélanges pauvres et stoechiométrique
5.2.1.2 Les mélanges riches
CHAPITRE IV INTERPRETATION
1. La modélisation en combustion, utilisation des mécanismes détaillés
1.1 Introduction
1.2 La formulation mathématique choisie pour la présente étude
1.3 Etude de sensibilité
1.3.1 Introduction
1.3.2 Les méthodes existantes pour l’analyse de sensibilité
1.3.3 Méthode utilisée
2. Confrontation entre la simulation et l’expérience
2.1 Le mécanisme cinétique
2.1.1 Introduction
2.1.2 Présentation détaillée du mécanisme cinétique
2.1.2.1 Introduction
2.1.2.2 Les réactions du système H2 – O2
2.1.2.3 Les réactions de CO et CO2
2.1.2.4 Les réactions de CH4, CH3, CH2 et CH
2.1.2.5 Les réactions de CH3O et CH2O
2.1.2.6 Les réactions de C2H6 et C2H5
2.1.2.7 Les réactions de C2H4 et C2H3
2.1.2.8 Les réactions de C2H2 et ses produits
2.1.2.9 Les réactions de CH3OH et CH3CHO
2.1.2.10 Les réactions de C3H8
2.1.2.11 Les réactions de C3H6 et ses produits
2.1.2.12 Les réactions des composés en C4
2.2 Confrontation des prévisions du modèle avec nos résultats expérimentaux obtenus lors de l’oxydation de l’éthylène
2.2.1 Résultats obtenus à pression atmosphérique
2.2.1.1 Les mélanges pauvres et stoechiométrique
2.2.1.2 Les mélanges riches
2.2.2 Résultats obtenus à 5 bars
2.2.3 Résultats obtenus à 10 bars
2.3 Confrontation des prévisions du modèle avec nos résultats expérimentaux obtenus lors de l’oxydation du propène
CONCLUSION

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