¿Qué sucede cuando la presión de saturación de una sustancia es mayor que su presión real?

Pero si opto por aplicar el mismo razonamiento al revés, dado que la presión de saturación para T = 200 ºC es de 15,54 bar, no entiendo cómo esto me diría que el agua es vapor.

A T = 200 ºC, su presión de 5 bar es menor que la presión de saturación de 15,54 bar. Esto significa que el agua está más comprimida; las moléculas están más juntas (es decir, más cerca de ser un líquido).

Y digo todavía líquido porque una presión más baja de alguna manera se traduce en menos energía, y menos energía significa para mí que aún permanece líquido.

La expansión adiabática (reducir la presión sin agregar calor) disminuirá la energía, como dijiste. Esta transición, sin embargo, es un proceso ; no puede aplicar esta intuición a 2 estados no relacionados sin considerar un proceso entre esos estados.

Si expandes adiabáticamente el agua (200 ºC, 15,54 bar) a 5 bar, su temperatura bajará de los 200 ºC. Por lo tanto, el estado final no será vapor.

Puedes ver, por tanto, que para pasar de agua (200 ºC, 15,54 bar) a vapor a la misma temperatura (200 ºC, 5 bar), necesitamos expandirnos añadiendo calor . Debe agregar energía para compensar la pérdida de energía de la expansión, por lo que ahora tenemos una expansión isotérmica . Sin embargo, al bajar la presión, reducimos el punto de ebullición del agua y se produce un cambio de fase.

Puedes visualizar esto mejor en el$P-v-T$superficie para el agua debajo:

Observe la línea de temperatura constante que comienza desde el estado saturado hasta el estado de vapor de menor presión (esta es nuestra expansión isotérmica). Puede ver que a temperaturas constantes, podemos tener vapor a presiones más bajas . Esto se debe a que es más fácil evaporar el agua a una presión más baja, lo que lleva a la siguiente confusión:

Debe aumentar su energía (al igual que con la temperatura) antes de pasar al cambio de fase.

La presión más baja en realidad facilita la evaporación de los líquidos. ¿Puedes visualizar cómo las moléculas se romperían más fácilmente de la fase líquida a vapor bajo presiones bajas? Simplemente hay menos presión manteniendo las moléculas en su lugar. Por eso es más fácil hervir agua a gran altura (presión más baja).

Para ayudarlo a visualizar lo que está sucediendo, vea el diagrama a continuación. Muestra un diagrama de temperatura-entalpía con lo que a veces se denomina cúpula de vapor, en este caso para el agua.

Si observa las tablas de vapor para la combinación de 5 Bar y 200 C, encontrará que corresponde a vapor sobrecalentado. He mostrado esta combinación en el diagrama como punto$e$. Puede ver que está fuera del domo de vapor saturado.

Ahora bien, si elimina el calor del vapor sobrecalentado en el punto$e$a una presión constante de 5 bar, al principio reducirá la temperatura del vapor sobrecalentado hasta que se convierta en vapor saturado a 151,71 C en el punto$d$. Esto corresponde a 100 % de vapor y 0 % de líquido. Cualquier eliminación adicional de calor lo convierte en vapor saturado (combinación de líquido y vapor) hasta llegar al punto$b$donde se convierte en líquido saturado.

La combinación de 15,54 Bar y 200 C corresponde a vapor en cualquier punto desde e incluyendo el punto$b$, donde sería líquido saturado, hasta e incluyendo el punto$f$, donde sería vapor saturado, o cualquier punto intermedio donde sería una combinación de líquido y vapor. No tendría forma de saber exactamente dónde está a menos que le dijeran la calidad del vapor, es decir, la fracción de la mezcla que es vapor. La calidad (fracción) 1.0 en$f$y 0.0 en$g$.

Espero que esto ayude.