Befüllen aus CO2-Flaschen

Am Fri, 04 Jan 2013 16:23:38 +0100, meinte Bodo Mysliwietz :

Ich würde auf B tippen.

Hm. Das würde erklären, warum beim sukzessiven Füllen mit CO2-Gas in etwas immer die gleiche Menge (Gewicht) reinging, obwohl natürlich jedes maö weniger Volumen zum Füllen zur Verfügung stand ...

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M.Dinsch
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M.Dinsch wrote on Sun, 13-01-06 04:02:

10 K von 300 K.
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Axel Berger

Am 06.01.2013 04:02, schrieb M.Dinsch:

Gasgesetze. Vereinfacht: Ein Gas dehnt sich bei Temperaturerhöhung um 1K (=1 °C) um 1/273stel des Volumens bei 0 °C aus.

Genaugenommen mußt Du das Volumen erst von 21 auf 0 °C runter und dann wieder auf 31 °C rauf rechnen.

Dort endet auch die existenz von flüssigem CO2. Solche Tabellen sind dann gleichgewichts (bzw. Sättigungstabellen) wenn flüssif und fest nebeneinander vorliegen.

Ob was schlimmes, nämlich der extreme Druckunterschied, eintritt hängt vom Flüssigfüllstand knapp unterhalb der kritischen Temperatur ab. Wenig Flüssiggas verursacht dann einen viel kleineren Drucksprung als viel. Dies erklärt auch warum Flüssiggase nie zu 100 % abgefüllt werden dürfen. Dies erklärt auch warum man oft auch Berstscheiben an den Flaschenventilen findet.

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Bodo Mysliwietz

Am 06.01.2013 04:07, schrieb M.Dinsch:

Weniger Masse verursacht mehr Temperaturänderung. Damit Lösung A

Nicht das Du irgendwann eine Dissertation über das abfüllen von CO2-Kartuschen für Sportwaffen schreibst.

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Bodo Mysliwietz

Am Sun, 06 Jan 2013 15:50:52 +0100, meinte Bodo Mysliwietz :

Oops. Natürlich. Dachte ich auch. Warum habe ich dann "B" getippt? :-(

:-) Unbesorgt. Ich versuche nur Grundlegendes für mich selbst zu begreifen. Auch wenn ich rückblickend auf die im Verein geführten Diskussionen nach dem Ende dieser Nachhilfestunde als schwach auf einem Auge sehend unter völlig Blinden wie erleuchtet wirken würde ...

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M.Dinsch

Am Sun, 06 Jan 2013 15:48:04 +0100, meinte Bodo Mysliwietz :

Oje, schon wieder stoße ich an meine Grenzen. Laut den Tabellen etc. hat CO2 (wenn es gerade flüssig wird und auch unmittelbar davor) bei 0° einen Druck von rund 35 bar. Nach diesem Gasgesetz müßte eine Temperaturerhöhung auf 21° zu einer Druckzunahme um weniger als 3 bar führen. Tatsächlich beträgt der Druck laut Tabellen etc. bei 21° aber rund 59 bar. Offensichtlich denke und rechne ich falsch ... Liegt das vielleicht daran, daß sich diese Situation - gerade flüssig werdend bzw. gerade noch nicht bzw. nicht mehr flüssig - bei Erhöhung der Temperatur auf

21° aufgrund der zunehmenden Dichte anders darstellt und nun das CO2 sehr weit davon entfernt ist, flüssig zu werden?

Nochmal zurück: Bei 5,36l Volumen und gewogen/errechnet noch ca. 525g CO2 befindet sich bei 21° nur noch etwa weniger als die hälftige "Mindest"-Füllung (damit es gerade flüssig wird) in der Flasche; ich bin oben davon ausgegangen, daß dies zur Halbierung des Drucks bei 21°, also etwa 29 bar, führe. Ist wenigstens dies korrekt? Bei rund 30° wären diese 550g nur noch ca. 28% dieser Mindestfüllung (über 1,8 kg) was aufgrund dieser Annahme zu weniger als 21 bar führte. Bei 0° dagegen wäre gerade der Punkt erreicht, bei dem gerade kein flüssiges CO2 mehr vorliegt (da die Mindestmenge hierfür bei ca. 525g liegt) der Druck also rund 35 bar. In allen drei Situationen liegt nur gasförmiges CO2 vor. Nach dem zitierten Gasgesetz müßte die Erwärmung um 21° aber zu einer Druckerhöhung um rund 3 bar führen und die Erhöhung der Temperatur von

21° auf 30° zu einer Erhöhung um etwas mehr als 1 bar.

Ich bitte um Aufklärung.

O.k. Aber was bedeutet das für die Druckverhältnisse bei Überschreiten dieser Temperatur?

Ja, qualitativ ist mir das schon klar, aber was bedeutet dies quantitativ? Es müßte doch möglich sein, zu errechnen, wie bei gegebener Füllmenge bzw-. Verhältnis von flüssigem zu gasförmigen CO2 bei weiteren Temperaturerhöhungen der Druck zunimmt. Aber auch bei der weiter oben verlinkten US-Seite ende die Tabellen und GRaphen bei 30 Grad. Der Dichte-Graph läßt eine Angleichung der Dichte bei etwa 500 vermuten und die Druckkurve fortgesetzt führt auch nicht zu einem schlagartigen und gewaltigen Druckanstieg.

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M.Dinsch

M.Dinsch wrote on Mon, 13-01-07 12:41:

Der Dampfdruck einer Flüssigkeit ist etwas ganz anderes als die Druck-Volumen-Temperatur-Zustandsgleichung eines Gases. Im ersten Fall kommt die Dynamik eines Phasenüberganges dazu.

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Axel Berger

Am Mon, 7 Jan 2013 21:47:00 +0100, meinte Axel snipped-for-privacy@b.maus.de (Axel Berger):

Das mag sein. Aber ich habe in meinem Beispiel gerade die Werte genommen, bei denen bei den genannten Temperaturen gerade noch/wieder nur gasförmiges CO2 vorliegt. Die Dynamik des Phasenübergangs spielt also keine Rolle.

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M.Dinsch

Am 07.01.2013 12:41, schrieb M.Dinsch:

"nicht-Flüssiggas"

Weil die Tabellen in dem Fall wörtlich zu nehmen sind. Fluids steht hier wirklich für Flüssigkeiten - also für den Aggregatzustand flüssig. D.h. die Berechnung erfolgt immer unter der Annahme das zu jedem Punkt auch Flüssigkeit vorliegt. Deswegen hören sie bei >31 auch auf, da darüber keine Flüssigkeit mehr vorliegen kann.

Ich glaube momentan stellt sich für Dich sehr vieles anders da als es in manch einem anderen Kopf der Fall ist. Ich glaube da hat sich in Deinem Kopf richtig was verklemmt.

Sorry, nein. 525g Kohelndioxid in einer 5,36L-Flasche entsprechen bei 21 °C ca. 40 bar.

Nehme nochmal die NIST-Tabelle für "Isothermal properies" und gebe anschliessend als Temp. 21 °C und als Druckbereich z.B. 10 bis 60 bar.

Dannsiehst Du das bis 58,6bar nur Gasphase existiert, erst darüber ist auch flüssiger Zustand möglich.

525g und 5,36L entspricht einer Gasdichte von 97,9kg/m³. Diese Dichte findest Du nun bei ca. 42,6 bar wieder.

Ja.

Ja, wenn man so wie ich es der einfachheithalber unter Annahme eines ideal Gases "vorgegeben" habe.

Mit den Realgasdaten nach den NIST-Tabellen bewirkt die Temperaturänderung 21-->30°C aber 2,3bar; von 0-->21°C 5,4 bar (gegenüber 2,6bar ideal)

Stichworte sind "ideales Gas" und "reales Gas". Ideale Gase gibt es eigentlich nicht. Also Gase die allgemeingültiges Normalverhalten aufweisen. Reale Gase erkennt man daran das sie immer wieder in bestimmten Eigenschaften von einfachen theoretischen Modellen abweichen.

Eine solche Abweichung sehen wir z.B. wenn wir hochkomprimiert Luft entspannen - sie kühlt sich ab. Andere Gase können sich dabei sogar erwärmen.

Zunächst Unterhalb der T, wenn noch Flüssigkeit vorliegt: Der Druck steigt eher exponentiell an.

Oberhalb der Temperatur und unterhalb-ohne-Flüssig steigt der Druck bei den meisten Gasen in etwa linear (proportional) an - Realgasfaktoren beinflussen diese Proprtionalität allerdings.

Nö, Du must nur die richtige Variante auswählen.

Wählst Du in der Checkbox "Isothermal Properties" kannst Du z.B. 40 °C und einen Druckbereich von 1 bis 100bar eingeben und erhälst einen Graphen der Dir Dichte gegen Druck plottet.

Tut sie nicht stimmt. Hast Du aber gar keine Gasblase in der Flasche würdest Du sie sehr schnell hydraulisch sprengen oder stark belasten - deshalb gibt man auch ein nettes Sicherheitspolster. Ein ebensolches Sicherheitspolster gibt man bei der Druckprüfung. Der ("TÜV")-Prüfdruck liegt i.d.R. deutlich über dem zulässigem Füll-/Betriebsdruck. Ich glaube für die meisten Fälle wird es Faktor 1.5 sein.

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Bodo Mysliwietz

Am 07.01.2013 11:51, schrieb M.Dinsch:

Solche Situationen kenn ich auch - der Spruch ist aber Klasse.

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Bodo Mysliwietz

Am Tue, 08 Jan 2013 23:07:31 +0100, meinte Bodo Mysliwietz :

Sodele, Versuch macht kluch und wenn ich durch Denken nicht weiterkomme, greife ich zum Hammer. Also habe ich mal einen aus einem früheren und nie beendeten Projekt herumliegenden O2-Druckregler mit zwei Manometern (eines vor und eines nach dem Regler) zweckentfremdet

- der Anschluß paßt natürlich nicht auf CO2-Flaschen, aber erfreulicherweise hat der Stutzen warum auch immer ein Innengewinde M10x1 und weil Glück auf die Dauer nicht nur der Tüchtige hat liegt bei mir ein dünnes Füllschläuchlein mit 1/4" (passenden zum

21,8"x1/14-Adapter) auf der einen und M10x1 auf der anderen Seite herum - aus etwas Gummi eines alten Schlauchs eine Dichtung gefruckelt und auch wenn´s den Profis grauselst, so konnte ich den Druck messen (und endlich auch mal den Druckregler testen er funktioniert). Bei 21° waren es ca. 29bar, bei gefühlten 37° bis 40° (angenehm handwarm war die Flasche) waren es ca. 31 bar und bei 6° bis 7° (kälter ist es derzeit draußen nicht) sind es ca. 25bar. Allerdings sind gewogen/errechnet nur noch ca. 400g in der Flasche.

Das kommt davon, wenn man zu wenig von den Grundlagen weiß. Die Saturation-Tabelle, auf die ich mich beziehe, gilt also nur, wenn wenigstens gerade noch ein Tröpfchen flüssiges CO2 vorliegt? Sobald die Flasche so leer ist, daß bei der gegebenen Temperatur (errechnet anhand Volumen und gewogenen/errechneten Inhalt) gerade nur noch gasförmiges CO2 vorliegen sollte, muß ich die "isothermischen" Tabellen heranziehen?

:-)) Das ist jetzt aber ausgesprochen höflich und freundlich formuliert. Ich versuche mal, mir den Spruch für den Fall zu merken, daß ich von einem hartnäckig insistierenden Ignoranten in Dingen, in denen ich mich auskenne, belästigt werden.

Naja, eigentlich liegt es nur daran, daß ich von den Grundlagen viel zu wenig weiß.

Laut der "isothermischen" Tabelle - stimmt. Mit jetzt gewogenen 400 g sollten es um die 33bar sein - da zeigen beide Instrumente deutlich weniger an. Naja, das ist eine altmodische Küchenwaage, wer weiß, welche Toleranz die hat ...

Mir war schon klar, daß - umgekehrt betrachtet - bei Verlust der Flüssigphase der Druck mit zunehmender Entleerung sinkt.

Bzw. 36bar bei 37° und den jetzt ca. 400ml. Aber auch mehr als angezeigt (s.o.). Was aber auch an der Temperatur"fühlung" liegen kann.

Und bei 6° wirft die Tabelle 30bar aus. Wieder deutlich mehr als gemessen. Ausgehend von den Meßwerten und dem Volumen der Flasche dürften nur noch 310g CO2 drin sein.

O.k. Mein Problem war aber ein anderes, s.o., aber das hat sich geklärt.

Das mit den Tabellen ist gar nicht so einfach, wenn man nicht wirklich versteht, was Sache ist:

Ja. Deshalb soll man die Flaschen auch nicht voll füllen: Eingefüllt werden dürfen max. 0,75 kg je Liter Flaschenvolumen:

formatting link
S.2 Spalte 2. Das sind hier bei 5,36l besagte 4kg. Bei 21° beträgt die Dichte des flüssigen CO2 ca. 762kg/m^3. Also annähernd besagte 0,75kg/l. Zufall? Bei 21° voll gefüllt passen auch nicht wesentlich mehr als die angegebenen 4kg hinein. Mal angenommen, ich stelle die Flasche in den Kühlschrank mit 6° und befülle sie dann, und wiederhole das, bis nichts mehr reingeht. Bei 6° beträgt die Dichte rund 890, also würden rund 4,8 kg hineingehen. Bei 6° wäre das kein prob, zumal der Druck ohnehin nur 40 bar beträgt. Was passiert aber bei Erwärmen auf Zimmertemperatur von 21°? Klar, der Druck steigt schon deswegen, weil gesättigt bei 21° der Druck rund

59bar beträgt. Aber dies doch nur bei in diesem Beispiel (dieser Flasche) etwas über 4,1kg Inhalt. Aus welcher Tabelle kann ich entnehmen, wie hoch der Druck tatsächlich steigt?
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M.Dinsch

X-No-Archive: Yes

begin quoting, "M.Dinsch" schrieb:

Beim Hersteller der Flasche unter "Berstdruck". Das ist nämlich der Druck, den die Flasche annimmt, bevor sie Dir um die Ohren fliegt: Zwischen Molekülen herrscht eine gewisse Anziehungskraft, die die Materie beieinanderhält - das ist die Ursache dafür, daß Flüssigkeiten Tröpfchen bilden und Festkörper Zugspannungen aufnehmen können. Aufgrund der Anziehungskraft gibt es eine Art "optimale Entfernung" zwischen den Molekülen, bei denen das System ein Energieminimum annimmt - sowohl, wenn man den Abstand vergrößern als auch verkleinern will, muß man entsprechend Kraft aufwenden (kann man sich schön an einem Stück Gummi klarmachen).

Ein einzelnes Molekül "weiß" nicht, ob es fest, flüssig oder gasförmig ist. Es ist einfach irgendwo und dort von anderen Molekülen umgeben, von denen es aufgrund der thermischen Bewegung ständig angestoßen wird. Bei niedrigen Temperaturen sind die Stöße so schwach, daß es nicht aus seiner relativen Lage gegenüber den Nachbarmolekülen weggeschubst werden kann, sondern an Ort und Stelle bleibt: ein solches System nennt man Festkörper. (Das ist aber nur eine statistische Aussage: Die thermischen Vibrationen sind unterschiedlich heftig, auch bei niedrigen Temperaturen kommen ab und zu sehr starke Stöße vor, die auch in einem Festkörper ein Atom mal einen Platz im Kristallgitter weiterschubsen können - das nennt sich Festkörperdiffusion, und die hört absolut erst am absoluten Nullpunkt der Temperatur auf.)

Bei zunehmender Temperatur wird es zunehmend wahrscheinlicher, daß die Bindungen zu schwach sind, um die Moleküle am Platz zu halten - sie werden oberhalb einer Grenztemperatur praktisch regelmäßig um mehr als einen Moleküldurchmesser aus ihrer Position bewegt. Ein solches System hat keinen stabilen mechanischen Zusammenhalt mehr und kann eindringende Körper nicht mehr aufhalten - man nennt es Flüssigkeit.

Bei noch höheren Temperaturen siedet die Flüssigkeit und geht in den gasförmigen Zustand über. Im Mittel ist die Molekülenergie dabei so hoch, daß die Teilchen völlig den Kontakt zueinander verlieren und frei durch den Raum fleiegn - sie prallen dabei nur ab und zu "zufällig" nach dem Zurücklegen der mittleren freien Weglänge zusammen.

Was war noch gleich "Moleküldurchmesser"? Ach ja, richtig: Das ist der Abstand, bei dem man "richtig viel Kraft braucht", um die Moleküle noch weiter aneinander anzunähern. Auf der molekularen Ebene "fühlen" sich die Moleküle bei diesem Abstand dann "wie richtig harte Gummibälle (oder gar Stahlkugeln) an".

Und diese Situation liegt bei Flüssigkeiten und Festkörpern vor: Ihre Kompressibilität ist extrem klein, d. h. ihr Volumen nimmt auch bei extrem hohen Drucken kaum ab. (Meerwasser hat auch in ca. 10 km Tiefe nur ein paar Prozent höhere Dichte als an der Oberflächen.) Umgekehrt bedeutet das, daß das man Flüssigkeiten und Festkörper nur mit riesenhaften Drucken daran hindern kann, sich thermisch auszudehnen. Und des halbist es notwendig, daß sich in Druckflaschen oberhalb der Flüssigkeitsoberfläche eine ausreichend große Gasblase befindet, die durch Kompression die thermische Ausdehnung der Flüssigkeit auffangen kann, ohne daß dabei der Druck unzulässig zunimmt. Und genau das verhinderst Du mit Deiner Nachfüllmethode: Es ist dabei nur noch Flüssigkeit im Behälter, die sich bei Temperaturerhöhung halt ausdehnt

- wenn der Behälter dafür keinen Platz bietet: Pech für den Behälter. (Der Klügere gibt nach.)

(Jetzt habe ich mich um die Erklärung für thermische Ausdehnung kondensierter Materie herumgedrückt. Der Gleichgewichtsabstand, also die Lage des Potentialminimums, ist nämlich /nicht/ temperaturabhängig, schon deswegen, weil ein Molekül nicht "weiß", was "Temperatur" ist. Aber die Erklärung für Wärmeausdehnung herauszufinden, überlasse ich Dir als Übungsaufgabe.)

Gruß aus Bremen Ralf

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Ralf . K u s m i e r z

Am Thu, 10 Jan 2013 11:39:09 +0100, meinte "Ralf . K u s m i e r z" :

???

Vorher zerrreißt es die Berstscheibe - die ist ja gerade dafür da. Geprüft ist die Flasche bis übrigens bis 250bar, aber das Plättchen macht schon vorher die Grätsche.

Aber erst mal danke für Deine Mühe, mir auf die Sprünge zu helfen.

Mhm. Das ist aber nicht die gefragte Antwort. Klar ist natürlich, daß irgendwann die Berstscheibe zerreißt oder die Flasche platzt. Aber meine Frage war nicht: Was passiert wenn der Druck zu hoch wird. Meine Frage war: Welche Tabelle muß ich nehmen, um herauszufinden, wie hoch der Druck in der bei 6° voll gefüllten Flasche bei 21° sein wird. Bei 7° wird das wohl kaum der Fall sein. Bei 40° mit Sicherheit. Also: Welche Tabelle, wie berechne ich es?

Außerdem: Du sprichst das Gaspolster an. Bei der Vollbefüllung bei 6° fehlt es. Aber mit zunehmender Temperatur verringert sich die Dichte des flüssigen CO2 (deutlich). Müßte sich dadurch nicht etwas CO2 in Gas umwandeln und damit zunehmend ein komprimierbares Gaspolster bilden?

Solange, bis nur noch die Dummen bestimmen und den Ton angeben - daher: Wehret den Anfängen und gebt den Dummen NICHT nach.

>
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M.Dinsch

M.Dinsch wrote on Thu, 13-01-10 22:27:

Eben, das VEREGRÖSSERT bei konstanter Masse das Volumen und verklenert das Restvolumen so vorhanden. Es verdampft und kondensiert stets genau so viel Flüssigkeit, um das Restvolumen, so vorhanden, mit Gas beim zur Temperatur gehörenden Dampfdruck zu füllen.

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Axel Berger

Am 10.01.2013 22:27, schrieb M.Dinsch:

Prüfdruck != zulässiger Betriebsdruck.

...solte dieses spätestens tun wenn der Betriebsdruck gerade Überschritten wird.

Vollgefüllt heisst in der Fragestellung das auch och bei 21 °C flüssiges CO2 in der Flasche ist. Dann nimmst Du "Saturation properties ? temperature increments". Dann ist es auch egal ob die Flasche bei 21 °C zu 75% oder 10% flüssig gefüllt ist, da nur der Dampfdruck der vorliegenden Flüssigkeit aus der genannten Tabelle wirksam ist.

Grundlegend: die Tabellenberechnung mit "Saturation properties" beziehen sich immer auf die Annahme das die Füllmenge noch so hoch ist das Flüssigphase vorliegt.

Die anderen Tabellenmöglichkeiten beziehen sich auf eine feste Größe wie konstante Temperatur (Isothermal p.), konstanter Druck (Isobaric p.) und konstantem Volumen (Isochoric p.). Wenn Du auf zur Tabellenansicht wechselst wird in der Spalte rechts zu jedem berechneten Punkt der aktuelle Aggregatzustand angezeigt.

Da kann man schwindelig werden ;-)

Bei solchen groben technischen Qualitäten nicht zu 100,000%, denn dann gasen noch gelöste Luftanteile aus.

Das ist hier aber unnötig akademisch ;-)

Vergleiche die Dichte der flüssigen Phase bei einer Temperatur und Druck. Die Dichte ("Masse") der Flüssigphase ist viel höher als die der Gasphase. Wenn nun 1cm³ Flüssigkeit verdampft hat die Gasphase 1cm³ Raum zur Einnahme. Die selbe Masse verdampfter Flüssigkeit muß nun als Gas untergebracht werden. D.h. das Gas muß die selbe Dichte wie die Flüssigkeit haben - damit müßte der Druck ja wesentlich ansteigen. Am kritischen punkt passiert genau das.

Sehr schön kann man dieses Phasenübergang in div. Videos ansehen. Z.B. im folgendem ab ca. 13:10min:

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Ich sag jetzt nichts ;-)

Reply to
Bodo Mysliwietz

Am Fri, 11 Jan 2013 11:54:00 +0100, meinte Axel snipped-for-privacy@b.maus.de (Axel Berger):

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M.Dinsch

Am Fri, 11 Jan 2013 19:00:31 +0100, meinte Bodo Mysliwietz :

Das möchte ich bezweifeln. Es heißt doch allgemein, daß der normale Druck in CO2-Flaschen bei Zimmertemperatur besagte ca. 60 bar sind. Jedenfalls dann, wenn man entsprechend der Vorgabe nicht mehr als

0,75kg je l Volumen einfüllt, sich also an den eingeprägte zulässige Menge CO2 hält.

Ich habe das schon mal bei einer zu Testzwecken zweckentfremdeten CO2-Flasche grschaft. Bei ca. 120 bar, wenn ich mich recht erinnere, platze die Scheibe.

Es hat schon seinen Grund, warum ich nichts Naturwissenschaftliches oder Ingenieurmäßiges studiert habe .... Aber die Antwort kann nicht richtig sein. Denn die Flasche ist ja definitiv überfüllt - es sind deutlich mehr als die zulässigen 0,75kg je l drin und mehr als die als zulässig angegebenen 4kg. Wenn der Druck nach Erhöhung der Temperatur um 15° dennoch nicht größer ist als bei Einhalten dieser Grenzwerte - welchen Sinn haben sie dann?

Ja, das habe ich mittlerweile zwar begriffen. Aber ich ging davon aus, daß dies nur gilt, wenn die Flasche nicht überfüllt wird.

Du meinst statt Volumen Dichte ... ?

Ja. In der Isothermal-Tabelle bei 6° liegt bei 40,72bar Sättigung vor. Das entspricht dem Wert in der Saturation-Tabelle. Aber welche Fälle beschreiben die Tabellenwerte über und unten diesem Punkt? Darüber, also nur für Gas, ist ja wohl nur einschlägig, wenn keinerlei Flüssigkeit mehr vorhanden ist. Folglich müssen die Werte darunter gelten, wenn/solange nur Flüssigkeit in der Flasche ist. Aber was hilft dies für den skizzierten Beispielsfall? Da sich Flüssigkeit kaum komprimieren läßt bekomme ich ja nicht mehr hinein als diese rund 0,48kg (0,89x5,36) mit etwas Gas, aus denen ein Druck von rund 41 bar resultiert.

Ja. Aber wie errechne ich diesen krituischen Punkt bzw. welcher Druck bei 21° herrscht? Du schreibst ja selbst, daß die mit zunehmender Temperatur zunehmende Umwandlung in Gas zu einer Erhöhung des Drucks führt. Oder willst Du sagen, daß bis zur kritischen Temperatur von 31° nichts weiter passiert, der Druck nicht über den der Saturation-Tabelle steigt?

Leider in Englisch - sorry, aber ich verstehe das alles ja schon kaum in Deutsch, in Englisch ist es völlig hoffnungslos.

Reply to
M.Dinsch

Am 12.01.2013 03:41, schrieb M.Dinsch:

Und? Die Flasche ist sicher nicht explizit nur für die Befüllung mit CO2 zugelassen. Selbst wenn CO2 eingestempelt ist ist das keine Einschränkung.

Der eingeprägte Prüfdruck ist eine Information für den prüfenden Sachverständigen mit welchen Prüfdruck die Flasche bei Raumtemperatur zu prüfen ist.

I.d.R. ist der Prüfdruck das 1,5-fache des Fülldrucks. Geregelt wird das in den Technischen Richtlinien Gase (TRG).

Schau zur Orientierung mal hier:

formatting link

Die TRG und afaik Druckbehälterverordnung regelt auch den Füllgrad für Flüssiggase. Das alles passt aber nicht mal eben auf ein paar DIN-A4-Seiten. Es ist ein komplexes Regelwerk.

Das soll hier in Deiner Fragestellung auch vollkommen unabhängig sein. Da ich kein zugelassener Sachverständiger bin möchte ich hier auch nicht tiefer in Regelwerke eingehen - das wird mir dann zu heikel.

Ist auch nicht unlogisch. Immerhin ist der bauartbedingte Fülldruck auf

166bar begrenzt und die Flasche wäre damit, prinzipiell, auch mit anderen Gasen befüllbar.

Wieso? 5,36l mal 0,75kg sind 4,0kg.

Um es nochmal zu klären 0,75kg sind nicht 75-Volumen%. I.d.R. sind LCO2-Flaschen (bei 15 °C) ca. 90% flüssig befüllt.

Wenn wir hier nicht irgendwo auf eine andere Flasche, als die Anfangs erwähnte 5,36L-Flasche, abgedruftet sind kann nicht deutlich mehr drin sein. Bei einer 100%-Befüllung passen ca. 4,5kg bis 4,6kg in flüssiger Form (bei 15°C) hinein! Das ist Fakt. Die 4kg-Füllgewicht entsprechen dann wieder ca. 90% flüssiger Füllhöhe - oder einem Gewichts/Volumenverhältnis von rund 0,75kg/L.

Der Mensch möchte Sicherheit(en)?! Bei der Auslegung kann man viele Aspekte mit einbeziehen. Streunungen in der Herstellung, Praktikabilität, Verwendungsbelastungen ect. pp.

Es mag dem ersten anschein nach, vielleicht, ein Wortspiel sein.... schaut man genau hin stellt man fest das eine eingegeben Dichte (z.B.

200kg/m³) für jeden Temperaturpunkt berechnet wird. D.h. die Dichte ist immer 200kg/m³ bei sich ändernden Drücken und Temperaturen. Daraus folgt: Dichte konstant = (geometrisches Gefäß-)Volumen konstant.

Rechne nochmal: 0,89kg/L*5,36L = 4,8kg.

Die Flaschen dürfen aber nicht bei 6 °C befüllt werden. Die technische Bezugstemperatur ist 15 °C. Die meisten Gasehersteller rechnen da mit einer Bezugsdichte von rund 0,85kg/l.

Aber selbst wenn sie bei 6°C oder -20 °C wirklich füllen würden, wäre das egal. Sie füllen gravimetrisch, d.h. sie hören bei 4,0kg auf.

I.d.R. misst man Ihn empirisch. D.h. man nimmt solche Aparaturen wie im verlinkten Video. Misst permanent Druck und Temperatur, erhöht die Temperatur langsam und beobachtet wann die flüssig Phase sich in "nichts" aufläst. Der in dem moment herschende Druck und Temperatur sind das der kritische Punkt.

Ja.

Exakt. Der Druck folgt bis zum kritischen Punkt der Saturation-Tabelle.

Aber Du kannst (aus meiner Sicht) fassinierende Bilder sehen. Dazu findet man noch dutzende andere Videos.

Reply to
Bodo Mysliwietz

Am Sat, 12 Jan 2013 14:38:49 +0100, meinte Bodo Mysliwietz :

Ich hatte das zwar genauso verstanden, aber das ist hier irrelevant.

Naja, ich halte mich an die kurz gefaßten Empfehlungen der Hersteller, zumal es ja auch zu den eingeprägten Daten paßt, wie Du selbst vorrechnest.

Ja, wenn ich mich auf diese 0,75 kg je l beschränke. Dann ist die Flasche aber nicht voll.

Ich bin aber von 6° ausgegangen (Kühlschranktemperatur). Dann liegt die Dichte flüssig bei rund 900 kg/m^3 und 5,36l entsprechend dann etwa 4,8kg CO2. Das sind 800g oder 20% mehr als "erlaubt". Bei 6°. An diesen 4,8kg ändert sich auch nichts, wenn die Flasche Zimmertemperatur 21° annimmt. Was dann?

Ja klar, war nur ein Tippfehler (siehe Formel in Klammern). Wie gesagt: 4,8kg.

Mag ja sein. Aber ich möchte nun mal gerne wissen, was passiert, wenn ich sie bei 6° randvoll fülle und dann auf Zimmertemp. erwärme.

:-))) Mag ja sein, daß die Hersteller bei 4kg aufhören. Das würde ich normalerweise auch machen. Aber in dem Beispiel befülle ich nun mal bis nichts mehr hineinpaßt, also die errechneten 4,8kg. Bei 6°. Was passiert danach bei Erwärmung auf 21°?

Nun, ich möchte ungern das Experiment ins Blaue hinein durchführen und riskieren, daß mir die Flasche um die Ohren fliegt.

Also bis zu 31°? Damit ich es nicht falsch verstehe: Ich kann die Flasche gefahrlos bei 6° mit 4,8kg randvoll befüllen, auch bei 21° steigt der Druck nicht über ca. 60 bar, und kritisch wird es erst bei 31° - dann aber gewaltig?

Reply to
M.Dinsch

Am 19.01.2013 00:37, schrieb M.Dinsch:

Soll sie auch nicht und ich kann Dir nur eindringlich davon abraten es darauf ankommen zu lassen. Menschen können sehr unschön aussehen wenn Gasflaschen bersten.

Ja, was könnte wohl passieren wenn die die Dichte einer Flüssigkeit mit zunehmender Temperatur abnimmt, das sie umschliessende Volumen aber (nahezu) konstant bleibt?

Denk nach. Das Volumen ändert sich nicht, die Dichte von flüsigem CO2 will aber sinken. Was muß nun passieren damit die Flüssigkeit immer noch in das selbe Volumen passt?

*1

Nicht ungern - lass es einfach sein, es hat doch eh keinen praktikabelen Nährwert für Deine Kartuschenaufladungen.

Nein, Du hast - das zeigt sich jetzt und hier - nicht wirklich etwas von der Sache verstanden. Das muß ich angesichts des Gefahrenpotentials ganz klar sagen. Du kannst die einzelnen Sachverhalte nicht auseinanderhalten

- es hat in dem Fall _nichts_ mehr mit Dampfdruckkurven zu tun.

*1-A: 41@6 *1-B: 140@21 *1-C: 205@31 *1-D: 332@50
Reply to
Bodo Mysliwietz

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