Qu'est-ce que la vapeur ?

Les propriétés de la vapeur expliquées ici, y compris la capacité de la vapeur sous pression à transporter, puis céder, de grandes quantités d’énergie. Les sujets comprennent les tables de vapeur saturée, la fraction de sécheresse et le flash steam.

Une meilleure compréhension des propriétés de la vapeur peut être acquise en comprenant la structure moléculaire et atomique générale de la matière, et en appliquant cette connaissance à la glace, à l’eau et à la vapeur. Une molécule est la plus petite quantité d’une substance élémentaire ou composée possédant encore toutes les propriétés chimiques de cette substance pouvant exister. Les molécules elles-mêmes sont composées de particules encore plus petites appelées atomes, qui définissent les éléments de base comme l’hydrogène et l’oxygène. Les combinaisons spécifiques de ces éléments atomiques fournissent des substances composées. Un tel composé est représenté par la formule chimique H2O, ayant des molécules composées de deux atomes d’hydrogène et d’un atome d’oxygène. La raison pour laquelle l’eau est si abondante sur la terre est que l’hydrogène et l’oxygène sont parmi les éléments les plus abondants de l’univers. Le carbone est un autre élément d’abondance significative, et est un composant clé de toute matière organique. La plupart des substances minérales peuvent exister dans les trois états physiques (solide, liquide et vapeur) qui sont appelés phases. Dans le cas de H2O, les termes glace, eau et vapeur sont utilisés pour désigner les trois phases respectivement. L’arrangement moléculaire de la glace, de l’eau et de la vapeur n’est pas encore entièrement compris, mais il est pratique de considérer les molécules comme liées ensemble par des charges électriques (appelées liaison hydrogène). Le degré d’excitation des molécules détermine l’état physique (ou phase) de la substance.

Les trois phases d’une substance particulière ne peuvent coexister en équilibre qu’à une certaine température et pression, et c’est ce qu’on appelle son point triple.

Le point triple de H2O, où les trois phases de glace, d’eau et de vapeur sont en équilibre, se produit à une température de 273,16 K et une pression absolue de 0,006 112 bar. Cette pression est très proche d’un vide parfait. Si la pression est réduite davantage à cette température, la glace, au lieu de fondre, se sublime directement en vapeur.

Gla​ce

Dans la glace, les molécules sont verrouillées ensemble dans une structure ordonnée de type réseau et ne peuvent que vibrer. Dans la phase solide, le mouvement des molécules dans le réseau est une vibration autour d’une position moyenne liée où les molécules sont à moins d’un diamètre moléculaire de distance. L’apport continu de chaleur provoque l’augmentation de la vibration à un point tel que certaines molécules finiront par se détacher de leurs voisines, et le solide commence à fondre vers un état liquide. À pression atmosphérique, la fusion se produit à 0 °C. Les changements de pression ont très peu d’effet sur la température de fusion, et pour la plupart des usages pratiques, 0 °C peut être pris comme point de fusion. Cependant, il a été démontré que le point de fusion de la glace baisse de 0,0072 °C pour chaque atmosphère supplémentaire de pression. Par exemple, une pression de 13,9 bar g serait nécessaire pour réduire la température de fusion de 0,1 °C. La chaleur qui brise les liaisons du réseau pour produire le changement de phase sans augmenter la température de la glace est appelée enthalpie de fusion ou chaleur latente de fusion. Ce phénomène de changement de phase est réversible lorsque la congélation se produit avec la même quantité de chaleur libérée vers l’environnement. Pour la plupart des substances, la densité diminue lorsqu’elle passe de la phase solide à la phase liquide. Cependant, H2O est une exception à cette règle car sa densité augmente lors de la fusion, c’est pourquoi la glace flotte sur l’eau.

Eau

Dans la phase liquide, les molécules sont libres de se déplacer, mais sont toujours à moins d’un diamètre moléculaire de distance en raison de l’attraction mutuelle, et les collisions se produisent fréquemment. Plus de chaleur augmente l’agitation moléculaire et les collisions, élevant la température du liquide jusqu’à sa température d’ébullition. Enthalpie de l’eau, enthalpie liquide ou chaleur sensible (hf) de l’eau C’est l’énergie thermique nécessaire pour élever la température de l’eau d’un point de référence de 0 °C à sa température actuelle. À cet état de référence de 0 °C, l’enthalpie de l’eau a été fixée arbitrairement à zéro. L’enthalpie de tous les autres états peut alors être identifiée, par rapport à cet état de référence facilement accessible. La chaleur sensible était le terme autrefois utilisé, car la chaleur ajoutée à l’eau produisait un changement de température. Cependant, les termes acceptés aujourd’hui sont enthalpie liquide ou enthalpie de l’eau. À pression atmosphérique (0 bar g), l’eau bout à 100 °C, et 419 kJ d’énergie sont nécessaires pour chauffer 1 kg d’eau de 0 °C à sa température d’ébullition de 100 °C. C’est à partir de ces chiffres que la valeur de la capacité thermique spécifique de l’eau (Cp) de 4,19 kJ/kg °C est dérivée pour la plupart des calculs entre 0 °C et 100 °C.

Vapeur

À mesure que la température augmente et que l’eau approche de son état d’ébullition, certaines molécules atteignent suffisamment d’énergie cinétique pour atteindre des vitesses qui leur permettent de s’échapper momentanément du liquide vers l’espace au-dessus de la surface, avant de retomber dans le liquide. Un chauffage supplémentaire provoque une excitation plus grande et le nombre de molécules ayant suffisamment d’énergie pour quitter le liquide augmente. Lorsque l’eau est chauffée jusqu’à son point d’ébullition, des bulles de vapeur se forment à l’intérieur et montent pour percer la surface. Considérant l’arrangement moléculaire des liquides et des vapeurs, il est logique que la densité de la vapeur soit bien inférieure à celle de l’eau, car les molécules de vapeur sont plus éloignées les unes des autres. L’espace juste au-dessus de la surface de l’eau se remplit donc de molécules de vapeur moins denses. Lorsque le nombre de molécules quittant la surface du liquide est supérieur à celles qui y retournent, l’eau s’évapore librement. À ce stade, elle a atteint son point d’ébullition ou sa température de saturation, car elle est saturée d’énergie thermique. Si la pression reste constante, l’ajout de plus de chaleur n’entraîne pas d’augmentation supplémentaire de la température mais amène l’eau à former de la vapeur saturée. La température de l’eau bouillante et de la vapeur saturée au sein du même système est la même, mais l’énergie thermique par unité de masse est bien plus élevée dans la vapeur. À pression atmosphérique, la température de saturation est de 100 °C. Cependant, si la pression est augmentée, cela permettra l’ajout de plus de chaleur et une augmentation de la température sans changement de phase. Par conséquent, l’augmentation de la pression augmente effectivement à la fois l’enthalpie de l’eau et la température de saturation. La relation entre la température de saturation et la pression est connue sous le nom de courbe de saturation de la vapeur (voir figure 2.2.1).

L’eau et la vapeur peuvent coexister à toute pression sur cette courbe, toutes deux étant à la température de saturation. La vapeur dans un état au-dessus de la courbe de saturation est connue sous le nom de vapeur surchauffée :

• La température au-dessus de la température de saturation est appelée le degré de surchauffe de la vapeur.
• L’eau dans un état en dessous de la courbe est appelée eau sous-saturée. Si la vapeur est capable de s’écouler de la chaudière au même rythme qu’elle est produite, l’ajout de chaleur supplémentaire augmente simplement le rythme de production. Si la vapeur est empêchée de quitter la chaudière, et que le débit d’apport de chaleur est maintenu, l’énergie circulant dans la chaudière sera supérieure à l’énergie sortante. Cet excès d’énergie augmente la pression, permettant à son tour à la température de saturation d’augmenter, car la température de la vapeur saturée est corrélée à sa pression. Enthalpie d’évaporation ou chaleur latente (hfg) C’est la quantité de chaleur nécessaire pour changer l’état de l’eau à sa température d’ébullition en vapeur. Elle n’implique aucun changement de température du mélange vapeur/eau, et toute l’énergie est utilisée pour changer l’état du liquide (eau) en vapeur (vapeur saturée). L’ancien terme chaleur latente est basé sur le fait que bien que de la chaleur ait été ajoutée, il n’y avait pas de changement de température. Cependant, le terme accepté est maintenant enthalpie d’évaporation. Comme le changement de phase de la glace à l’eau, le processus d’évaporation est également réversible. La même quantité de chaleur qui a produit la vapeur est libérée vers son environnement pendant la condensation, lorsque la vapeur rencontre toute surface à une température plus basse. Cela peut être considéré comme la portion utile de chaleur dans la vapeur à des fins de chauffage, car c’est la portion de la chaleur totale dans la vapeur qui est extraite lorsque la vapeur se condense à nouveau en eau. Enthalpie de la vapeur saturée, ou chaleur totale de la vapeur saturée C’est l’énergie totale dans la vapeur saturée, et est simplement la somme de l’enthalpie de l’eau et de l’enthalpie d’évaporation.

L’enthalpie (et d’autres propriétés) de la vapeur saturée peut facilement être consultée à l’aide des résultats tabulés d’expériences antérieures, connus sous le nom de tables de vapeur.

Les tables de vapeur répertorient les propriétés de la vapeur à différentes pressions. Ce sont les résultats de tests réels effectués sur la vapeur. Le tableau 2.2.1 montre les propriétés de la vapeur saturée sèche à pression atmosphérique - 0 bar g.

Tableau 2.2.1 Propriétés de la vapeur saturée à pression atmosphérique

Exemple 2.2.1

À pression atmosphérique (0 bar g), l’eau bout à 100 °C, et 419 kJ d’énergie sont nécessaires pour chauffer 1 kg d’eau de 0 °C à sa température de saturation de 100 °C. Par conséquent, l’enthalpie spécifique de l’eau à 0 bar g et 100 °C est de 419 kJ/kg, comme montré dans les tables de vapeur (voir tableau 2.2.2).

Cependant, la vapeur à pression atmosphérique a une utilité pratique limitée. C’est parce qu’elle ne peut pas être transportée sous sa propre pression le long d’une conduite de vapeur jusqu’au point d’utilisation.

Note : En raison de la relation pression/volume de la vapeur, (le volume est réduit à mesure que la pression augmente) elle est généralement générée dans la chaudière à une pression d’au moins 7 bar g. La génération de vapeur à des pressions plus élevées permet de maintenir les conduites de distribution de vapeur à une taille raisonnable. À mesure que la pression de vapeur augmente, la densité de la vapeur augmentera également. Comme le volume spécifique est inversement lié à la densité, le volume spécifique diminuera avec l’augmentation de la pression. La figure 2.2.2 montre la relation entre le volume spécifique et la pression. Cela met en évidence que le plus grand changement de volume spécifique se produit à des pressions plus basses, tandis qu’à l’extrémité supérieure de l’échelle de pression, il y a beaucoup moins de changement de volume spécifique.

L’extrait des tables de vapeur montré dans le tableau 2.2.2 montre le volume spécifique et d’autres données relatives à la vapeur saturée.

À 7 bar g, la température de saturation de l’eau est de 170 °C. Plus d’énergie thermique est nécessaire pour élever sa température au point de saturation à 7 bar g que si l’eau était à pression atmosphérique. Le tableau donne une valeur de 721 kJ pour élever 1 kg d’eau de 0 °C à sa température de saturation de 170 °C. L’énergie thermique (enthalpie d’évaporation) nécessaire à l’eau à 7 bar g pour la transformer en vapeur est en réalité inférieure à l’énergie thermique requise à pression atmosphérique. C’est parce que l’enthalpie spécifique d’évaporation diminue à mesure que la pression de vapeur augmente. Cependant, comme le volume spécifique diminue également avec l’augmentation de la pression, la quantité d’énergie thermique transférée dans le même volume augmente en réalité avec la pression de vapeur.

Tableau 2.2.2 Extrait de la table de vapeur saturée

La vapeur à une température égale au point d’ébullition à cette pression est connue sous le nom de vapeur saturée sèche. Cependant, produire de la vapeur à 100 % sèche dans une chaudière industrielle conçue pour produire de la vapeur saturée est rarement possible, et la vapeur contiendra généralement des gouttelettes d’eau.

En pratique, en raison de la turbulence et des éclaboussures, lorsque les bulles de vapeur percent la surface de l’eau, l’espace vapeur contient un mélange de gouttelettes d’eau et de vapeur. La vapeur produite dans toute chaudière à corps (voir Bloc 3), où la chaleur n’est fournie qu’à l’eau et où la vapeur reste en contact avec la surface de l’eau, peut typiquement contenir environ 5 % d’eau en masse. Si la teneur en eau de la vapeur est de 5 % en masse, alors la vapeur est dite sèche à 95 % et a une fraction de sécheresse de 0,95. L’enthalpie d’évaporation réelle de la vapeur humide est le produit de la fraction de sécheresse (c) et de l’enthalpie spécifique (hfg) des tables de vapeur. La vapeur humide aura une énergie thermique utilisable inférieure à celle de la vapeur saturée sèche. Par conséquent : Comme le volume spécifique de l’eau est de plusieurs ordres de grandeur inférieur à celui de la vapeur, les gouttelettes d’eau dans la vapeur humide occuperont un espace négligeable. Par conséquent, le volume spécifique de la vapeur humide sera inférieur à celui de la vapeur sèche : Où vg est le volume spécifique de la vapeur saturée sèche.

Exemple 2.2.2

La vapeur à une pression de 6 bar g ayant une fraction de sécheresse de 0,94 ne contiendra que 94 % de l’enthalpie d’évaporation de la vapeur saturée sèche à 6 bar g. Les calculs suivants utilisent les chiffres des tables de vapeur :

Le diagramme de phase de la vapeur Les données fournies dans les tables de vapeur peuvent également être exprimées sous forme graphique. La figure 2.2.3 illustre la relation entre l’enthalpie et la température des différents états de l’eau et de la vapeur ; c’est ce qu’on appelle un diagramme de phase.

Lorsque l’eau est chauffée de 0 °C à sa température de saturation, son état suit la courbe d’eau saturée jusqu’à ce qu’elle ait reçu toute son enthalpie liquide, hf, (A - B).

Si de la chaleur supplémentaire continue d’être ajoutée, l’eau change de phase pour un mélange eau/vapeur et continue d’augmenter en enthalpie tout en restant à la température de saturation, hfg, (B - C). À mesure que le mélange eau/vapeur augmente en sécheresse, son état se déplace de la courbe de liquide saturé à la courbe de vapeur saturée. Par conséquent, à un point exactement à mi-chemin entre ces deux états, la fraction de sécheresse (c) est de 0,5. De même, sur la courbe de vapeur saturée, la vapeur est sèche à 100 %. Une fois qu’elle a reçu toute son enthalpie d’évaporation, elle atteint la courbe de vapeur saturée. Si elle continue à être chauffée après ce point, la pression reste constante mais la température de la vapeur commencera à monter à mesure que la surchauffe est communiquée (C - D). Les courbes d’eau saturée et de vapeur saturée enclosent une région dans laquelle un mélange eau/vapeur existe - la vapeur humide. Dans la région à gauche de la courbe d’eau saturée, seule l’eau existe, et dans la région à droite de la courbe de vapeur saturée, seule la vapeur surchauffée existe. Le point où les courbes d’eau saturée et de vapeur saturée se rencontrent est connu sous le nom de point critique. À mesure que la pression augmente vers le point critique, l’enthalpie d’évaporation diminue, jusqu’à devenir zéro au point critique. Cela suggère que l’eau se change directement en vapeur saturée au point critique. Au-dessus du point critique, la vapeur peut être considérée comme un gaz. L’état gazeux est l’état le plus diffus dans lequel les molécules ont un mouvement presque non restreint, et le volume augmente sans limite à mesure que la pression est réduite. Le point critique est la température la plus élevée à laquelle l’eau peut exister. Toute compression à température constante au-dessus du point critique ne produira pas de changement de phase. La compression à température constante en dessous du point critique, cependant, entraînera la liquéfaction de la vapeur lorsqu’elle passe de la région de surchauffe à la région de vapeur humide. Le point critique se produit à 374,15 °C et 221,2 bar a pour la vapeur. Au-dessus de cette pression, la vapeur est qualifiée de supercritique et aucun point d’ébullition bien défini ne s’applique.

Le terme « flash steam » est traditionnellement utilisé pour décrire la vapeur s’échappant des évents des réservoirs de condensat et des lignes de refoulement de condensat ouvertes des steam traps. Comment la vapeur peut-elle se former à partir de l’eau sans ajouter de chaleur ?

Le flash steam se produit chaque fois que l’eau à haute pression (et à une température supérieure à la température de saturation du liquide à basse pression) est autorisée à chuter à une pression plus faible. Inversement, si la température de l’eau haute pression est inférieure à la température de saturation à la pression plus basse, le flash steam ne peut pas se former. Dans le cas du condensat passant à travers un steam trap, il est généralement le cas que la température amont est suffisamment élevée pour former du flash steam. Voir la figure 2.2.4.

Considérons un kilogramme de condensat à 5 bar g et une température de saturation de 159 °C passant à travers un steam trap vers une pression plus basse de 0 bar g. La quantité d’énergie dans un kilogramme de condensat à la température de saturation à 5 bar g est de 671 kJ. Conformément à la première loi de la thermodynamique, la quantité d’énergie contenue dans le fluide du côté basse pression du steam trap doit être égale à celle du côté haute pression, et constitue le principe de conservation de l’énergie.

Par conséquent, la chaleur contenue dans un kilogramme de fluide basse pression est également de 671 kJ. Cependant, l’eau à 0 bar g ne peut contenir que 419 kJ de chaleur, il apparaît donc un déséquilibre de chaleur du côté basse pression de 671 – 419 = 252 kJ, qui, en termes d’eau, pourrait être considéré comme un excès de chaleur. Cet excès de chaleur fait bouillir une partie du condensat en ce qu’on appelle le flash steam et le processus d’ébullition est appelé le flashage. Par conséquent, le kilogramme de condensat qui existait comme un kilogramme d’eau liquide du côté haute pression du steam trap existe maintenant partiellement à la fois comme eau et vapeur du côté basse pression. La quantité de flash steam produite à la pression finale (P2) peut être déterminée à l’aide de l’équation 2.2.5 :

Exemple 2.2.3

Le cas où la température du condensat haute pression est supérieure à la température de saturation basse pression. Considérons une quantité d’eau à une pression de 5 bar g, contenant 671 kJ/kg d’énergie thermique à sa température de saturation de 159 °C. Si la pression était ensuite réduite à la pression atmosphérique (0 bar g), l’eau ne pourrait exister qu’à 100 °C et contenir que 419 kJ/kg d’énergie thermique. Cette différence de 671 - 419 = 252 kJ/kg d’énergie thermique produirait alors du flash steam à pression atmosphérique.

La proportion de flash steam produite peut être considérée comme le rapport de l’énergie excédentaire à l’enthalpie d’évaporation à la pression finale.

Exemple 2.2.4

Le cas où la température du condensat haute pression est inférieure à la température de saturation basse pression. ****Considérons les mêmes conditions que dans l’exemple 2.2.3, à l’exception que la température du condensat haute pression est de 90 °C, c’est-à-dire sous-refroidie en dessous de la température de saturation atmosphérique de 100 °C. Note : Il n’est généralement pas pratique d’avoir une telle chute de température du condensat par rapport à sa température de saturation (dans ce cas de 159 °C à 90 °C) ; c’est simplement utilisé pour illustrer le point selon lequel le flash steam n’est pas produit dans de telles circonstances. Dans ce cas, la table d’eau sous-saturée montrera que l’enthalpie liquide d’un kilogramme de condensat à 5 bar g et 90 °C est de 377 kJ. Comme cette enthalpie est inférieure à l’enthalpie d’un kilogramme d’eau saturée à pression atmosphérique (419 kJ), il n’y a pas d’excès de chaleur disponible pour produire du flash steam. Le condensat passe simplement à travers le purgeur et reste dans un état liquide à la même température mais à une pression plus basse, la pression atmosphérique dans ce cas. Voir la figure 2.2.5.

La pression de vapeur de l’eau à 90 °C est de 0,7 bar absolu. Si la pression de condensat inférieure avait été inférieure à cette valeur, du flash steam aurait été produit.

Les principes de conservation de l’énergie et de la masse entre deux états de processus

Les principes de conservation de l’énergie et de la masse permettent de considérer le phénomène de flash steam sous un angle différent.

Considérons les conditions de l’exemple 2.2.3. 1 kg de condensat à 5 bar g et 159 °C produit 0,112 kg de flash steam à pression atmosphérique. Cela peut être illustré schématiquement dans la figure 2.2.6. La masse totale de flash steam et de condensat reste à 1 kg.

Le principe de conservation de l’énergie stipule que l’énergie totale dans l’état basse pression doit être égale à l’énergie totale dans l’état haute pression. Par conséquent, la quantité de chaleur dans le flash steam et le condensat doit être égale à celle du condensat initial de 671 kJ.

Les tables de vapeur fournissent les informations suivantes :

Par conséquent, selon les tables de vapeur, l’enthalpie attendue dans l’état basse pression est la même que celle dans l’état haute pression, prouvant ainsi le principe de conservation de l’énergie.