COMPRESSION DES GAZ - THÉORIE DE BASE

IINTRODUCTION

Nous avons tous affaire régulièrement à des gaz comprimés, mais il se peut que seuls quelques-uns d'entre nous connaissent suffisamment les principes nécessaires pour être en mesure de déterminer les besoins d'un client sans l'aide de nos spécialistes des applications.

Bien que notre discussion ici soit trop brève pour fournir plus que quelques principes de base, nous espérons qu'elle, ainsi que la documentation présentée, nous permettra de faire un pas de plus vers l'autosuffisance dans ces situations.

CONCEPTS DE BASE

La première loi de la thermodynamique

Cette loi stipule que l'énergie ne peut être ni créée ni détruite au cours d'un processus (tel que la compression ou le transfert d'un gaz), bien qu'elle puisse passer d'une forme d'énergie à une autre. En d'autres termes, chaque fois qu'une quantité d'un type d'énergie disparaît, un total exactement équivalent d'autres types d'énergie doit être produit.

La deuxième loi de la thermodynamique

Cette loi est plus abstraite et peut être énoncée de plusieurs manières.

La chaleur ne peut pas, de son propre chef, passer d'un corps froid à un corps chaud.

La chaleur ne peut passer d'un corps à basse température à un corps à température plus élevée que si un travail externe est effectué.

L'énergie disponible du système isolé diminue dans tous les processus réels.

La chaleur ou l'énergie (comme l'eau), en soi, ne s'écoule que vers le bas.

Fondamentalement, ces affirmations disent que l'énergie existe à différents niveaux et n'est disponible pour être utilisée que si elle peut passer d'un niveau supérieur à un niveau inférieur. En thermodynamique, une mesure de l'indisponibilité de l'énergie a été conçue et est connue sous le nom de entropie.

L'entropie (en tant que mesure de l'indisponibilité) augmente lorsqu'un système perd de la chaleur, mais reste constante lorsqu'il n'y a ni gain ni perte de chaleur (comme dans le processus adiabatique).

Lois des gaz idéaux ou parfaits

Un gaz idéal ou parfait est un gaz auquel s'appliquent les lois de Boyle, Charles et Amonton. Bien que ce gaz n'existe pas, ces lois sont utilisées pour des raisons de commodité et de cohérence, et elles sont corrigées par des facteurs de compressibilité basés sur des données expérimentales.

Loi de Boyle

À température constante, le volume d'un gaz idéal varie inversement à la pression absolue.

La loi de Charles

À pression constante, le volume d'un gaz idéal varie directement en fonction de la température absolue.

Loi d'Amonton

À volume constant, la pression absolue d'un gaz idéal varie directement en fonction de la température absolue.

Loi de Dalton

Cette loi stipule que la pression totale d'un mélange de gaz idéaux est égale à la somme des pressions partielles des gaz constitutifs.

La pression partielle est définie comme la pression qu'exercerait chaque gaz s'il occupait à lui seul le volume du mélange à la température du mélange.

La loi de Dalton s'est révélée expérimentalement quelque peu inexacte, la pression totale étant souvent supérieure à la somme des pressions partielles, en particulier lorsque les pressions augmentent. Toutefois, à des fins d'ingénierie, il s'agit de la meilleure règle disponible et l'erreur est relativement mineure.

Loi d'Amagat

Cette loi est similaire à la loi de Dalton, mais elle stipule que le volume d'un mélange de gaz idéaux est égal à la somme des volumes partiels que les gaz constitutifs occuperaient s'ils existaient seuls à la pression et à la température totales du mélange.

Loi d'Avogadro

Avogadro a déclaré que des volumes égaux de tous les gaz, dans les mêmes conditions de pression et de température, contiennent le même nombre de molécules.

Cette loi est très importante et s'applique pour déterminer la taille du compresseur ou du surpresseur. Si, par exemple, il est nécessaire d'augmenter la pression d'un mélange de gaz, cette loi permet de supposer que le volume moléculaire de chaque gaz constitutif est proportionnellement égal. En d'autres termes, dans un mélange gazeux 65-25-10, les volumes moléculaires ne varient pas et peuvent donc être comprimés de manière égale.

Gaz et vapeur

Par définition, un gaz est la forme fluide d'une substance qui peut se dilater indéfiniment et remplir complètement son contenant. Une vapeur est un liquide ou un solide gazéifié, c'est-à-dire une substance sous forme gazeuse.

Tous les gaz peuvent être liquéfiés dans des conditions de pression et de température appropriées et peuvent donc également être considérés comme des vapeurs. Le terme "gaz" est généralement utilisé lorsque les conditions sont telles qu'un retour à l'état liquide (condensation) serait difficile dans le cadre des opérations envisagées. Cependant, dans de telles conditions, un gaz est en fait une vapeur surchauffée.

Changements d'État

Toute substance pure peut exister sous trois formes : solide, liquide ou vapeur. Dans certaines conditions, il peut exister sous la forme d'une combinaison de deux phases quelconques et des changements de conditions peuvent modifier les proportions des deux phases. Il existe également une condition dans laquelle les trois phases peuvent exister en même temps. C'est ce que l'on appelle le point triple . Le point triple de l'eau se situe à près de 32 degrés F et 14,696 psia (au niveau de la mer). Le dioxyde de carbone peut exister sous forme de vapeur, de liquide et de solide simultanément à environ moins 69,6 degrés F et 75 psia.

Les substances, dans des conditions appropriées, peuvent passer directement d'une phase solide à une phase vapeur. C'est ce qu'on appelle la sublimation .

De nombreux processus nécessitant une compression impliquent des changements d'état. La réfrigération et la fabrication de glace carbonique en sont deux exemples.

Conditions critiques

Il existe une température au-dessus de laquelle un gaz ne se liquéfie pas sous l'effet d'une augmentation de pression, aussi importante soit-elle. Ce point est appelé température critique . Le site est déterminé expérimentalement.

La pression nécessaire pour comprimer et condenser un gaz à cette température critique est appelée pression critique .

Gravité spécifique

La densité est le rapport entre la densité d'un gaz donné et la densité de l'air sec, les deux étant mesurés dans les mêmes conditions de température et de pression, généralement 14,696 psia et 60 degrés F. Elle doit également tenir compte de tout écart de compressibilité par rapport à un gaz parfait.

Compressibilité

Tous les gaz s'écartent, dans une certaine mesure, des lois des gaz parfaits ou idéaux. Dans certains cas, l'écart est plutôt extrême. Il est nécessaire que ces écarts soient pris en compte dans les calculs de compression de gaz afin d'éviter que les surpresseurs ne soient surdimensionnés ou sous-dimensionnés, en particulier dans les applications à haute pression.

La compressibilité est obtenue expérimentalement à partir de données sur le comportement réel d'un gaz ou d'un mélange de gaz. Le résultat de cette dérivation est connu sous le nom de facteur de compressibilité "Z", ou facteur Z. Le facteur Z est utilisé comme multiplicateur dans la formule de compression de base. Le tableau de la page suivante énumère les facteurs Z pour certains gaz couramment utilisés.

NOTE : Les chiffres sont basés sur un gaz à 70 degrés F.