Was passiert, wenn der Sättigungsdruck eines Stoffes größer ist als sein tatsächlicher Druck?

Aber wenn ich mich entscheide, die gleiche Argumentation andersherum anzuwenden, da der Sättigungsdruck für T = 200 ºC 15,54 bar beträgt, verstehe ich nicht, wie dies mir sagen würde, dass das Wasser Dampf ist.

Bei T = 200 ºC ist Ihr Druck von 5 bar kleiner als der Sättigungsdruck von 15,54 bar. Dadurch wird das Wasser stärker komprimiert; die Moleküle sind näher beieinander (dh näher an einer Flüssigkeit).

Und ich sage immer noch flüssig, weil ein niedrigerer Druck irgendwie weniger Energie bedeutet, und weniger Energie bedeutet für mich, dass es immer noch flüssig bleibt.

Die adiabatische Expansion (Senken des Drucks ohne Wärmezufuhr) verringert die Energie, wie Sie gesagt haben. Dieser Übergang ist jedoch ein Prozess ; Sie können diese Intuition nicht auf zwei voneinander unabhängige Zustände anwenden, ohne einen Prozess zwischen diesen Zuständen in Betracht zu ziehen.

Wenn Sie Wasser (200 ºC, 15,54 bar) adiabatisch auf 5 bar expandieren, sinkt seine Temperatur unter 200 ºC. Der Endzustand wird daher nicht Dampf sein.

Sie können also sehen, dass wir uns ausdehnen müssen, während wir Wärme hinzufügen, um von Wasser (200 ºC, 15,54 bar) zu Dampf bei der gleichen Temperatur (200 ºC, 5 bar) überzugehen . Sie müssen Energie hinzufügen, um den Energieverlust der Expansion auszugleichen, sodass wir jetzt eine isotherme Expansion haben . Durch Absenken des Drucks erniedrigen wir jedoch den Siedepunkt von Wasser und es kommt zu einer Phasenumwandlung.

Auf der kann man sich das besser vorstellen$P-v-T$Oberfläche für Wasser unten:

Schauen Sie sich die Konstanttemperaturlinie an, die vom gesättigten Zustand bis zum Dampfzustand mit etwas niedrigerem Druck beginnt (dies ist unsere isotherme Expansion). Sie können sehen, dass wir bei konstanten Temperaturen Dampf bei niedrigeren Drücken haben können . Dies liegt daran, dass es einfacher ist, Wasser bei niedrigerem Druck zu verdampfen, was zu Ihrer nächsten Verwirrung führt:

Es muss seine Energie erhöhen (genau wie bei der Temperatur), bevor es zum Phasenwechsel geht.

Ein niedrigerer Druck erleichtert es tatsächlich, Flüssigkeiten zu verdampfen. Können Sie sich vorstellen, wie Moleküle unter niedrigem Druck leichter aus der flüssigen Phase in Dampf ausbrechen würden? Es gibt einfach weniger Druck, der die Moleküle an Ort und Stelle hält. Aus diesem Grund ist es einfacher, Wasser in großen Höhen zu kochen (geringerer Druck).

Um Ihnen zu helfen, sich vorzustellen, was passiert, sehen Sie sich das Diagramm unten an. Es zeigt ein Temperatur-Enthalpie-Diagramm mit dem sogenannten Dampfdom, in diesem Fall für Wasser.

Wenn Sie sich die Dampftabellen für die Kombination von 5 Bar und 200 C ansehen, werden Sie feststellen, dass dies überhitztem Dampf entspricht. Diese Kombination habe ich im Diagramm als Punkt dargestellt$e$. Sie können sehen, dass es sich außerhalb des Sattdampfdoms befindet.

Wenn Sie nun dem überhitzten Dampf an Punkt Wärme entziehen$e$Bei einem konstanten Druck von 5 bar reduzieren Sie zunächst die Temperatur des überhitzten Dampfs, bis er am Punkt 151,71 C gesättigter Dampf wird$d$. Dies entspricht 100 % Dampf und 0 % Flüssigkeit. Jede weitere Entfernung von Wärme macht es zu gesättigtem Dampf (Kombination aus Flüssigkeit und Dampf), bis Sie den Punkt erreichen$b$wo es gesättigte Flüssigkeit wird.

Die Kombination von 15,54 Bar und 200 C entspricht Dampf an jedem Punkt von und einschließlich Punkt$b$, wo es gesättigte Flüssigkeit wäre, bis einschließlich Punkt$f$, wo es gesättigter Dampf wäre, oder irgendein Punkt dazwischen, wo es eine Kombination aus Flüssigkeit und Dampf wäre. Sie hätten keine Möglichkeit, genau zu wissen, wo es sich befindet, wenn Ihnen nicht die Qualität des Dampfes mitgeteilt würde, dh der Anteil der Mischung, der Dampf ist. Die Qualität (Bruchteil) 1,0 at$f$und 0,0 bei$g$.

Hoffe das hilft.