¿Qué es el Vapor?

Las propiedades del vapor se explican aquí, incluyendo la capacidad del vapor bajo presión para transportar, y luego ceder, grandes cantidades de energía. Los temas incluyen tablas de vapor saturado, fracción de sequedad y vapor flash.

Una mejor comprensión de las propiedades del vapor puede lograrse comprendiendo la estructura molecular y atómica general de la materia, y aplicando este conocimiento al hielo, el agua y el vapor. Una molécula es la cantidad más pequeña de cualquier elemento o sustancia compuesta que todavía posee todas las químicas de esa sustancia y que puede existir. Las moléculas mismas están hechas de partículas aún más pequeñas llamadas átomos, que definen los elementos básicos como el hidrógeno y el oxígeno. Las combinaciones específicas de estos elementos atómicos proporcionan sustancias compuestas. Una de tales sustancias está representada por la fórmula química H2O, teniendo moléculas compuestas por dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. La razón por la que el agua es tan abundante en la tierra es porque el hidrógeno y el oxígeno están entre los elementos más abundantes del universo. El carbono es otro elemento de abundancia significativa, y es un componente clave en toda la materia orgánica. La mayoría de las sustancias minerales pueden existir en los tres estados físicos (sólido, líquido y vapor) que se denominan fases. En el caso de H2O, los términos hielo, agua y vapor se usan para denotar las tres fases respectivamente. La disposición molecular del hielo, el agua y el vapor aún no se comprende completamente, pero es conveniente considerar las moléculas como unidas por cargas eléctricas (denominadas enlace de hidrógeno). El grado de excitación de las moléculas determina el estado físico (o fase) de la sustancia.

Las tres fases de una sustancia particular solo pueden coexistir en equilibrio a cierta temperatura y presión, y esto se conoce como su punto triple.

El punto triple de H2O, donde las tres fases de hielo, agua y vapor están en equilibrio, ocurre a una temperatura de 273.16 K y una presión absoluta de 0.006 112 bar. Esta presión está muy cerca de un vacío perfecto. Si la presión se reduce aún más a esta temperatura, el hielo, en lugar de derretirse, sublima directamente en vapor.

Hielo

En el hielo, las moléculas están bloqueadas juntas en una estructura ordenada tipo red y solo pueden vibrar. En la fase sólida, el movimiento de las moléculas en la red es una vibración alrededor de una posición media enlazada donde las moléculas están a menos de un diámetro molecular de distancia. La adición continua de calor causa que la vibración aumente a tal punto que algunas moléculas eventualmente se separarán de sus vecinas, y el sólido comienza a derretirse a un estado líquido. A presión atmosférica, el derretimiento ocurre a 0 °C. Los cambios en la presión tienen muy poco efecto en la temperatura de fusión, y para la mayoría de los propósitos prácticos, 0 °C puede tomarse como el punto de fusión. Sin embargo, se ha demostrado que el punto de fusión del hielo cae en 0.0072 °C por cada atmósfera adicional de presión. Por ejemplo, se necesitaría una presión de 13.9 bar g para reducir la temperatura de fusión en 0.1 °C. El calor que rompe los enlaces de la red para producir el cambio de fase sin aumentar la temperatura del hielo, se denomina entalpía de fusión o calor de fusión. Este fenómeno de cambio de fase es reversible cuando ocurre la congelación con la misma cantidad de calor liberada al entorno. Para la mayoría de las sustancias, la densidad disminuye a medida que cambia de la fase sólida a la líquida. Sin embargo, H2O es una excepción a esta regla ya que su densidad aumenta al fundirse, por lo que el hielo flota sobre el agua.

Agua

En la fase líquida, las moléculas son libres de moverse, pero aún están a menos de un diámetro molecular de distancia debido a la atracción mutua, y las colisiones ocurren frecuentemente. Más calor aumenta la agitación molecular y las colisiones, elevando la temperatura del líquido hasta su temperatura de ebullición. Entalpía del agua, entalpía del líquido o calor sensible (hf) del agua Esta es la energía térmica requerida para elevar la temperatura del agua desde un punto de referencia de 0 °C a su temperatura actual. En este estado de referencia de 0 °C, la entalpía del agua se ha fijado arbitrariamente en cero. La entalpía de todos los demás estados puede entonces identificarse, en relación con este estado de referencia fácilmente accesible. El calor sensible fue el término que se usó una vez, porque el calor agregado al agua producía un cambio de temperatura. Sin embargo, los términos aceptados hoy en día son entalpía del líquido o entalpía del agua. A presión atmosférica (0 bar g), el agua hierve a 100 °C, y se requieren 419 kJ de energía para calentar 1 kg de agua de 0 °C a su temperatura de ebullición de 100 °C. Es de estas cifras que se deriva el valor de la capacidad calorífica específica del agua (Cp) de 4.19 kJ/kg °C para la mayoría de los cálculos entre 0 °C y 100 °C.

Vapor

A medida que la temperatura aumenta y el agua se acerca a su condición de ebullición, algunas moléculas alcanzan suficiente energía cinética para llegar a velocidades que les permiten escapar momentáneamente del líquido al espacio sobre la superficie, antes de caer de regreso al líquido. El calentamiento adicional causa mayor excitación y el número de moléculas con suficiente energía para dejar el líquido aumenta. A medida que el agua se calienta a su punto de ebullición, burbujas de vapor se forman dentro de ella y suben para romper la superficie. Considerando la disposición molecular de los líquidos y vapores, es lógico que la densidad del vapor sea mucho menor que la del agua, porque las moléculas de vapor están más separadas entre sí. El espacio inmediatamente sobre la superficie del agua se llena así de moléculas de vapor menos densas. Cuando el número de moléculas que dejan la superficie del líquido es mayor que las que reingresan, el agua se evapora libremente. En este punto ha alcanzado el punto de ebullición o su temperatura de saturación, ya que está saturada con energía térmica. Si la presión permanece constante, agregar más calor no causa que la temperatura suba más sino que causa que el agua forme vapor saturado. La temperatura del agua hirviendo y el vapor saturado dentro del mismo sistema es la misma, pero la energía térmica por unidad de masa es mucho mayor en el vapor. A presión atmosférica la temperatura de saturación es 100 °C. Sin embargo, si la presión se incrementa, esto permitirá la adición de más calor y un aumento de temperatura sin cambio de fase. Por lo tanto, incrementar la presión efectivamente aumenta tanto la entalpía del agua como la temperatura de saturación. La relación entre la temperatura de saturación y la presión se conoce como la curva de saturación del vapor (consulte la Figura 2.2.1).

El agua y el vapor pueden coexistir a cualquier presión en esta curva, ambos estando a la temperatura de saturación. El vapor en una condición por encima de la curva de saturación se conoce como vapor recalentado:

• La temperatura por encima de la temperatura de saturación se llama grado de recalentamiento del vapor.
• El agua en una condición por debajo de la curva se llama agua subsaturada. Si el vapor puede fluir de la caldera a la misma tasa que se produce, la adición de más calor simplemente aumenta la tasa de producción. Si se impide que el vapor salga de la caldera, y se mantiene la tasa de entrada de calor, la energía que fluye hacia la caldera será mayor que la energía que sale. Este exceso de energía eleva la presión, a su vez permitiendo que la temperatura de saturación suba, ya que la temperatura del vapor saturado se correlaciona con su presión. Entalpía de evaporación o calor latente (hfg) Esta es la cantidad de calor necesaria para cambiar el estado del agua a su temperatura de ebullición, a vapor. No implica cambio en la temperatura de la mezcla de vapor/agua, y toda la energía se usa para cambiar el estado de líquido (agua) a vapor (vapor saturado). El antiguo término calor latente se basa en el hecho de que aunque se agregó calor, no hubo cambio de temperatura. Sin embargo, el término aceptado ahora es entalpía de evaporación. Al igual que el cambio de fase de hielo a agua, el proceso de evaporación también es reversible. La misma cantidad de calor que produjo el vapor se libera a su entorno durante la condensación, cuando el vapor encuentra cualquier superficie a una temperatura más baja. Esto puede considerarse como la porción útil del calor en el vapor para fines de calentamiento, ya que es aquella porción del calor total en el vapor que se extrae cuando el vapor se condensa de nuevo a agua. Entalpía del vapor saturado, o calor total del vapor saturado Esta es la energía total en el vapor saturado, y es simplemente la suma de la entalpía del agua y la entalpía de evaporación.

La entalpía (y otras propiedades) del vapor saturado puede consultarse fácilmente usando los resultados tabulados de experimentos previos, conocidos como tablas de vapor.

Las tablas de vapor listan las propiedades del vapor a diferentes presiones. Son los resultados de pruebas reales realizadas sobre el vapor. La Tabla 2.2.1 muestra las propiedades del vapor saturado seco a presión atmosférica - 0 bar g.

Tabla 2.2.1 Propiedades del vapor saturado a presión atmosférica

Ejemplo 2.2.1

A presión atmosférica (0 bar g), el agua hierve a 100 °C, y se requieren 419 kJ de energía para calentar 1 kg de agua desde 0 °C hasta su temperatura de saturación de 100 °C. Por lo tanto la entalpía específica del agua a 0 bar g y 100 °C es 419 kJ/kg, como se muestra en las tablas de vapor (consulte la Tabla 2.2.2).

Sin embargo, el vapor a presión atmosférica tiene un uso práctico limitado. Esto es porque no puede transportarse bajo su propia presión a lo largo de una tubería de vapor hasta el punto de uso.

Nota: Debido a la relación presión/volumen del vapor, (el volumen se reduce a medida que la presión se incrementa) generalmente se genera en la caldera a una presión de al menos 7 bar g. La generación de vapor a presiones más altas permite que las tuberías de distribución de vapor se mantengan a un tamaño razonable. A medida que la presión del vapor aumenta, la densidad del vapor también aumentará. Como el volumen específico está inversamente relacionado con la densidad, el volumen específico disminuirá con el aumento de la presión. La Figura 2.2.2 muestra la relación del volumen específico con la presión. Esto destaca que el mayor cambio en volumen específico ocurre a presiones más bajas, mientras que en el extremo superior de la escala de presión hay mucho menos cambio en el volumen específico.

El extracto de las tablas de vapor mostrado en la Tabla 2.2.2 muestra el volumen específico, y otros datos relacionados con el vapor saturado.

A 7 bar g, la temperatura de saturación del agua es 170 °C. Se requiere más energía térmica para elevar su temperatura al punto de saturación a 7 bar g de lo que se necesitaría si el agua estuviera a presión atmosférica. La tabla da un valor de 721 kJ para elevar 1 kg de agua desde 0 °C a su temperatura de saturación de 170 °C. La energía térmica (entalpía de evaporación) necesitada por el agua a 7 bar g para convertirla en vapor es en realidad menor que la energía térmica requerida a presión atmosférica. Esto se debe a que la entalpía específica de evaporación disminuye a medida que la presión del vapor aumenta. Sin embargo, como el volumen específico también disminuye con el aumento de la presión, la cantidad de energía térmica transferida en el mismo volumen en realidad aumenta con la presión del vapor.

Tabla 2.2.2 Extracto de la tabla de vapor saturado

El vapor con una temperatura igual al punto de ebullición a esa presión se conoce como vapor saturado seco. Sin embargo, producir vapor 100% seco en una caldera industrial diseñada para producir vapor saturado rara vez es posible, y el vapor generalmente contendrá gotas de agua.

En la práctica, debido a la turbulencia y salpicaduras, a medida que las burbujas de vapor rompen la superficie del agua, el espacio de vapor contiene una mezcla de gotas de agua y vapor. El vapor producido en cualquier caldera de tipo carcasa (consulte el Bloque 3), donde el calor se suministra solo al agua y donde el vapor permanece en contacto con la superficie del agua, puede contener típicamente alrededor de 5% de agua en masa. Si el contenido de agua del vapor es del 5% en masa, entonces el vapor se dice que es 95% seco y tiene una fracción de sequedad de 0.95. La entalpía real de evaporación del vapor húmedo es el producto de la fracción de sequedad (c) y la entalpía específica (hfg) de las tablas de vapor. El vapor húmedo tendrá menor energía térmica utilizable que el vapor saturado seco. Por lo tanto: Debido a que el volumen específico del agua es varios órdenes de magnitud menor que el del vapor, las gotas de agua en el vapor húmedo ocuparán un espacio despreciable. Por lo tanto el volumen específico del vapor húmedo será menor que el del vapor seco: Donde vg es el volumen específico del vapor saturado seco.

Ejemplo 2.2.2

El vapor a una presión de 6 bar g con una fracción de sequedad de 0.94 solo contendrá el 94% de la entalpía de evaporación del vapor saturado seco a 6 bar g. Los siguientes cálculos usan cifras de tablas de vapor:

El diagrama de fase del vapor Los datos proporcionados en las tablas de vapor también pueden expresarse en forma gráfica. La Figura 2.2.3 ilustra la relación entre la entalpía y la temperatura de los diferentes estados del agua y el vapor; esto se conoce como un diagrama de fase.

A medida que el agua se calienta desde 0 °C hasta su temperatura de saturación, su condición sigue la línea de agua saturada hasta que ha recibido toda su entalpía del líquido, hf, (A - B).

Si se continúa agregando más calor, el agua cambia de fase a una mezcla de agua/vapor y continúa aumentando en entalpía mientras permanece a la temperatura de saturación, hfg, (B - C). A medida que la mezcla de agua/vapor aumenta en sequedad, su condición se mueve desde la línea de líquido saturado a la línea de vapor saturado. Por lo tanto, en un punto exactamente a mitad de camino entre estos dos estados, la fracción de sequedad (c) es 0.5. De manera similar, en la línea de vapor saturado, el vapor está 100% seco. Una vez que ha recibido toda su entalpía de evaporación, alcanza la línea de vapor saturado. Si continúa calentándose después de este punto, la presión permanece constante pero la temperatura del vapor comenzará a subir a medida que se imparte el recalentamiento (C - D). Las líneas de agua saturada y vapor saturado encierran una región en la que existe una mezcla de agua/vapor - vapor húmedo. En la región a la izquierda de la línea de agua saturada solo existe agua, y en la región a la derecha de la línea de vapor saturado solo existe vapor recalentado. El punto donde las líneas de agua saturada y vapor saturado se encuentran se conoce como el punto crítico. A medida que la presión se incrementa hacia el punto crítico, la entalpía de evaporación disminuye, hasta que se vuelve cero en el punto crítico. Esto sugiere que el agua cambia directamente a vapor saturado en el punto crítico. Por encima del punto crítico, el vapor puede considerarse como un gas. El estado gaseoso es el estado más difuso en el que las moléculas tienen un movimiento casi sin restricciones, y el volumen aumenta sin límite a medida que la presión se reduce. El punto crítico es la temperatura más alta a la que el agua puede existir. Cualquier compresión a temperatura constante por encima del punto crítico no producirá un cambio de fase. La compresión a temperatura constante por debajo del punto crítico sin embargo, resultará en la licuación del vapor a medida que pasa de la región recalentada a la región de vapor húmedo. El punto crítico ocurre a 374.15 °C y 221.2 bar a para el vapor. Por encima de esta presión, el vapor se denomina supercrítico y no se aplica un punto de ebullición bien definido.

El término ‘vapor flash’ se usa tradicionalmente para describir el vapor que sale de las ventilaciones de los receptores de condensado y las líneas de descarga de condensado abiertas de las trampas de vapor. ¿Cómo puede formarse vapor a partir de agua sin agregar calor?

El vapor flash ocurre siempre que el agua a alta presión (y una temperatura más alta que la temperatura de saturación del líquido de baja presión) se permite caer a una presión más baja. A la inversa, si la temperatura del agua de alta presión es menor que la temperatura de saturación a la presión más baja, no puede formarse vapor flash. En el caso del condensado que pasa a través de una trampa de vapor, generalmente es el caso que la temperatura aguas arriba es lo suficientemente alta para formar vapor flash. Consulte la Figura 2.2.4.

Considere un kilogramo de condensado a 5 bar g y una temperatura de saturación de 159 °C pasando a través de una trampa de vapor a una presión más baja de 0 bar g. La cantidad de energía en un kilogramo de condensado a temperatura de saturación a 5 bar g es 671 kJ. De acuerdo con la primera ley de la termodinámica, la cantidad de energía contenida en el fluido en el lado de baja presión de la trampa de vapor debe ser igual a la del lado de alta presión, y constituye el principio de conservación de energía.

En consecuencia, el calor contenido en un kilogramo de fluido de baja presión también es 671 kJ. Sin embargo, el agua a 0 bar g solo puede contener 419 kJ de calor, por lo tanto, parece haber un desequilibrio de calor en el lado de baja presión de 671 – 419 = 252 kJ, que, en términos del agua, podría considerarse como calor excedente. Este calor excedente hierve parte del condensado en lo que se conoce como vapor flash y el proceso de ebullición se llama flash. Por lo tanto, el kilogramo de condensado que existía como un kilogramo de agua líquida en el lado de alta presión de la trampa de vapor ahora existe parcialmente tanto como agua como vapor en el lado de baja presión. La cantidad de vapor flash producida a la presión final (P2) puede determinarse usando la Ecuación 2.2.5:

Ejemplo 2.2.3

El caso donde la temperatura del condensado de alta presión es mayor que la temperatura de saturación de baja presión. Considere una cantidad de agua a una presión de 5 bar g, conteniendo 671 kJ/kg de energía térmica a su temperatura de saturación de 159 °C. Si la presión se redujera entonces a presión atmosférica (0 bar g), el agua solo podría existir a 100 °C y contener 419 kJ/kg de energía térmica. Esta diferencia de 671 - 419 = 252 kJ/kg de energía térmica, produciría entonces vapor flash a presión atmosférica.

La proporción de vapor flash producido puede considerarse como la relación de la energía excedente con la entalpía de evaporación a la presión final.

Ejemplo 2.2.4

El caso donde la temperatura del condensado de alta presión es menor que la temperatura de saturación de baja presión. ****Considere las mismas condiciones que en el Ejemplo 2.2.3, con la excepción de que la temperatura del condensado de alta presión es de 90 °C, es decir, subenfriada por debajo de la temperatura de saturación atmosférica de 100 °C. Nota: Generalmente no es práctico que haya una caída tan grande en la temperatura del condensado desde su temperatura de saturación (en este caso de 159 °C a 90 °C); simplemente se usa para ilustrar el punto de que el vapor flash no se produce bajo tales circunstancias. En este caso, la tabla de agua subsaturada mostrará que la entalpía del líquido de un kilogramo de condensado a 5 bar g y 90 °C es 377 kJ. Como esta entalpía es menor que la entalpía de un kilogramo de agua saturada a presión atmosférica (419 kJ), no hay calor excedente disponible para producir vapor flash. El condensado simplemente pasa a través de la trampa y permanece en estado líquido a la misma temperatura pero presión más baja, presión atmosférica en este caso. Consulte la Figura 2.2.5.

La presión de vapor del agua a 90 °C es 0.7 bar absoluto. Si la presión del condensado más baja hubiera sido menor que esta, se habría producido vapor flash.

Los principios de conservación de energía y masa entre dos estados de proceso

Los principios de conservación de energía y masa permiten que el fenómeno del vapor flash se considere desde una dirección diferente.

Considere las condiciones en el Ejemplo 2.2.3. 1 kg de condensado a 5 bar g y 159 °C produce 0.112 kg de vapor flash a presión atmosférica. Esto puede ilustrarse esquemáticamente en la Figura 2.2.6. La masa total de vapor flash y condensado permanece en 1 kg.

El principio de conservación de energía establece que la energía total en el estado de presión más baja debe ser igual a la energía total en el estado de presión más alta. Por lo tanto, la cantidad de calor en el vapor flash y el condensado debe ser igual a la del condensado inicial de 671 kJ.

Las tablas de vapor proporcionan la siguiente información:

Por lo tanto, según las tablas de vapor, la entalpía esperada en el estado de presión más baja es la misma que la del estado de presión más alta, demostrando así el principio de conservación de energía.