Ici, l'énergie de combustion, c'est la somme de l'énergie qu'il te faudrait pour rompre la liaison hydrogène-hydrogène, la liaison oxygène-oxygène et former deux liaisons hydrogène-oxygène (cette énergie là est négative, en général former une liaison, c'est favorable dans un certain nombre de cas). Basiquement, le processus ressemble à ça, après, le mécanisme que j'ai choisi est radicalaire, on peut aussi imaginer une deuxième partie ionique et ainsi de suite. Mais grosso modo, c'est ça
Ce que tu appelle "énergie du dihydrogène" ne correspond selon moi qu'a la rupture de la liaison hydrogène-hydrogène donc peu ou prou rien à voir avec une combustion partielle ou totale. D'ailleurs pour moi, le terme "combustion partielle" ne s'applique qu'a la combustion d'hydrocarbure qui fait du CO au lieu du CO2 (et de l'hydrogène, ça tombe bien )
Pour le reste, tes calculs me semble bon, a part que je vois pas d'où tu sort cette valeur de PCI. D'ailleurs moi, je partirai plus sur des enthalpies, mais ça doit donner à peu de chose près la même chose. Voilà voilà
Non. Parce que si les masses volumiques ne s’additionnent pas comme ça, tout dépend de l'assemblage et des interactions inter-moléculaires. Ceci dit, on considère que 1 mole de gaz dans les conditions CNTP fait 22,4140L, et ce quelque soit le gaz tant qu'il est "parfait" (et pour ce simplifier la vie, disons qu'il l'est). Du coup, dans ces conditions CNTP (aka 1 atmosphère, 0°C), tu peux obtenir toute les masses volumiques que tu veux (H2 : (2/24.4140)/2 L⁻¹, O2 : (32/24.4140) g L⁻¹, H2O : (18/24.4140) g L⁻¹, à peu de chose près). C'est à mon avis ce que t'as fait ou ce qui a été fait implicitement à l'endroit ou tu as trouvé ces valeurs. Sur wikipedia, y'a même l'équivalent à 20°C, si travailler à 0°C te semble bizarre. Voire même une formule toute à fait générale :
\[V_m = \frac{R\,T}{p}\]
Qui te permet de calculer le volume molaire (volume d'une mole d'un gaz parfait) quelque soit la température (\(T\)) ou la pression \(p\), en employant toutefois la bonne constante des gaz parfaits \(R\) traduisant la bonne unité de volume et de pression : typiquement, on écrira la pression en pascal, ou une atmosphère c'est \(p=101325\,Pa\), ce qui te permet d'employer la constante des gaz parfaits qu'on utilise en général : \(R=8.3145\,J\,K\,mol\^{-1}\), pour peu que la température soit en kelvins.
Pourquoi je t'ennuie avec ça ? Parce que à 0°C, l'eau est pas vraiment la plus abondante à l'état gazeux, et que si tu veux considérer la réaction correctement, il faut que tout tes composés soient à l'état gazeux ou que tu considère alors le retours de l'eau à l'état liquide par après. Pour pas trop te casser la tête, je te propose de travailler pour commencer à l'état gazeux de l'eau, donc a une température supérieure à 100°C (373.15K), parce que bien entendu, il faut que toutes tes masses volumiques soient prises à même température et pression. Et là, tu devrais finalement obtenir un truc cohérent.
Bonne chance
Note : et d'ailleurs, on s'en fout un peu de la masse volumique de H2 et O2, du coup ...
Tes calculs me semblent corrects, cette fois (et tu vois que ça tourne autour de 10J à chaque fois). Tu as donc l'énergie libérée par la production de 1mL d'eau en phase gazeuse par la combustion du dihydrogène et du dioxygène. Ceci dit, il ne faut pas oublier non plus que ton eau va systématiquement passer de phase gaz à phase liquide, en tout cas à 20°C, ce qui va consommer un peu d'énergie aussi (enthalpie de vaporisation prise à l'envers, avec un signe moins).
Le Tout est souvent plus grand que la somme de ses parties.