La plongée sous marine 2/3 : une activité hyperbare
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Publié le 01/10/2010
Résumé

Lorsque le plongeur s’enfonce sous l’eau, la pression de son environnement augmente. On admet en plongée que chaque fois que l’on descend de 10 m, la pression s’accroit de 1 bar. Pour des raisons de simplicité, on ne différencie généralement pas l’immersion en mer et en eau douce. En cours, au lycée, on pourra bien évidemment montrer comment intervient la masse volumique du milieu en fonction de sa salinité.

 

Article rédigé par Pierre Letellier (Professeur Emérite à l’Université Pierre et Marie Curie -Paris- & moniteur BEES 2, plongée sous-marine) - Photos sous-marines Laurence Saulnier et Jérôme Clabé -, édité par Nicolas Lévy, responsable éditorial du site CultureSciences-Chimie.

 

 


1. Augmentation de la pression avec la profondeur. Conséquences.

1. Présentation

Lorsque le plongeur s’enfonce sous l’eau, la pression de son environnement augmente. On admet en plongée que chaque fois que l’on descend de 10 m, la pression s’accroit de 1 bar. Pour des raisons de simplicité, on ne différencie généralement pas l’immersion en mer et en eau douce. En cours, au lycée, on pourra bien évidemment montrer comment intervient la masse volumique du milieu en fonction de sa salinité.

 

Figure 1. La valeur de la pression augmente avec la profondeur. Entre 0 et 10 m, on passe de 1 bar à 2 bars. C’est dans cette zone que les variations de pression sont les plus importantes

La valeur de la pression augmente avec la profondeur. Entre 0 et 10 m, on passe de 1 bar à 2 bars. C’est dans cette zone que les variations de pression sont les plus importantes

La plongée sous-marine à l’air, en France se pratiquant entre 0 m et 60 m, le plongeur est donc susceptible de passer de 1 bar à la surface à 7 bars à 60 m. Il faut se rendre compte que ces variations de pressions sont très importantes et qu’elles peuvent provoquer des accidents graves, parfois mortels. Ainsi, lorsque l’on passe de la surface à 10 m, la pression double, elle passe de 1 à 2 bars.

Pour fixer les idées sur l’importance de ce phénomène, on peut rappeler que 1 bar correspond grossièrement à la pression qu’exerce une masse de 1kg posée sur une surface de 1 cm2. Parallèlement, il faut savoir que l’aire corporelle d’un adulte est d’environ 1,5 m2. A la surface de la terre, tout se passe comme si, sur chaque cm2 de notre surface corporelle, on plaçait une masse de 1 kg. Ceci équivaut à une masse de 15 tonnes, soit l’équivalent d’un camion poids-lourd !!

La force qui s’exerce sur notre corps à la pression atmosphérique est donc énorme, mais pourquoi ne ressent-on rien ?

Essentiellement parce que nous sommes constitués en grande partie de liquides et de solides pratiquement incompressibles et surtout parce que nous respirons de l’air à la pression atmosphérique. Etant en équi-pression, notre corps n’a aucune raison de se déformer ni de ressentir l’effet de la pression.

Il n’en sera pas de même lors d’une variation de pression.

Prenons le cas d’un plongeur qui descend à 10 m. Il passe d’une pression de 1 bar à 2 bars, et récupère sur son organisme 15 autres tonnes, soit l’équivalent d’un second camion poids-lourd. Pourquoi le plongeur n’est-il pas écrasé lors de la descente ?

Pour la même raison que précédemment : parce qu’il respire de l’air à la pression du niveau où il se situe dans l’eau. Cet air est comprimé. Le plongeur reste donc en permanence en équi-pression avec son environnement. La plongée sous-marine est une activité hyperbare. Le rôle du détendeur dans la plongée moderne autonome est de détendre le gaz comprimé de la bouteille (environ 200 bars en début de plongée) et de le délivrer au plongeur à la pression précise qui est celle de son niveau d’évolution.

 

Figure 2. L’air comprimé dans la bouteille est détendu en deux opérations. Le détendeur « 1er étage » fixé sur la sortie d’air de la bouteille fait passer le gaz de la haute pression à une « moyenne pression ». Celle-ci est égale à la pression ambiante augmentée d’environ 8 bars (selon les constructeurs). Le « second étage » alimente le plongeur en air. Il détend l’air de la « moyenne pression » à la pression ambiante. C’est un matériel de précision.

L’air comprimé dans la bouteille est détendu en deux opérations. Le détendeur « 1er étage » fixé sur la sortie d’air de la bouteille fait passer le gaz de la haute pression à une « moyenne pression ». Celle-ci est égale à la pression ambiante augmentée d’environ 8 bars (selon les constructeurs). Le « second étage » alimente le plongeur en air. Il détend l’air de la « moyenne pression » à la pression ambiante. C’est un matériel de précision.

 

Mais on imagine bien les conséquences dramatiques pour lui, s’il n’en était pas ainsi.

 

2. Le squeeze du scaphandrier

Pour illustrer cette situation, on peut donner l’exemple du « squeeze » qui fût la hantise des scaphandriers.

Ces plongeurs étaient alimentés en air comprimé par un tuyau provenant d’une pompe située en surface. On trouve une excellente description du matériel utilisé dans les aventures de Tintin écrites par Hergé, dans le «Trésor de Rackham le Rouge ».

 

Figure 3. Scaphandrier. Ce matériel a été utilisé couramment jusqu’après la seconde guerre mondiale. Il est encore possible de l’essayer dans certaines structures de plongée.

Scaphandrier. Ce matériel a été utilisé couramment jusqu’après la seconde guerre mondiale. Il est encore possible de l’essayer dans certaines structures de plongée.

 

L’air provenant de la surface devait posséder une pression égale, si ce n’est légèrement supérieure, à celle du niveau où se situait le plongeur. L’air en excès s’éliminait par une soupape d’évacuation placée sur le casque du plongeur. Celui-ci pouvait la régler à sa convenance et régler ainsi sa flottabilité en gonflant plus ou moins, ou dégonflant son vêtement sec.

Cette technique d’incursion sous-marine a généré des accidents parfois mortels dus à des variations brusques de pression subies par le plongeur.

 

  • Rupture du tuyau d’alimentation à la surface : Dans ce cas, le scaphandrier est brusquement remis à la pression atmosphérique ; l’air du scaphandre est alors chassé brutalement vers la surface. Un plongeur travaillant à 20 m encaisse une pression de 3 bars ce qui équivaut à une masse de 45 tonnes !!

    Il est littéralement broyé par le milieu. Comme le casque est le seul élément non déformable de son équipement, le plongeur est aspiré à l’intérieur. Cette dépression conduit inéluctablement à la mort du plongeur.

    La gravité de cet accident a été en grande partie limitée par la pose de clapets anti-retour sur les tuyaux d’alimentation en air. Les récits des vieux scaphandriers font état de nombreux accidents de ce type.

  • Chute du scaphandrier : C’est le cas d’un plongeur qui, sur le pont d’une épave, tombe accidentellement de quelques mètres dans une cale par exemple.

     

    Figure 4. Epave sous-marine en méditerranée.

    Epave sous-marine en méditerranée.

     

    Le système d’alimentation en air possède une certaine inertie et n’a pas le temps de compenser la brusque variation de pression que subit le scaphandrier dans sa chute. Même sur une petite dénivellation, le plongeur se trouve en dépression par rapport à son environnement. Il va être aspiré par le casque et subir un « coup de ventouse ». Une descente non contrôlée de quelques mètres peut provoquer de graves traumatismes et hémorragies de la tête et du cou.

    Il s’agit d’un accident grave. C’est la raison pour laquelle les scaphandriers étaient assurés (comme en montagne) de la surface par une corde attachée à la ceinture, maintenue tendue de manière à être retenu en cas de chute.

 

3. De l’eau à plus de 100°C qui ne bout pas

Le fait que l’eau en profondeur est soumise à une pression supérieure à la pression atmosphérique, lui donne des propriétés physico-chimiques particulières que le plongeur peut être conduit à observer.

En 1977, on a découvert sur des endroits de fracture de la croûte terrestre, des sources chaudes hydrothermales sous-marines à plus de 2500 m de profondeur dont la température est de l’ordre de 350-400°C. Autour de celles-ci foisonne une vie sous-marine luxuriante. Et pourtant cette eau dont la température est supérieure à 100°C ne bout pas. Ceci est évidemment dû au fait que la température d’ébullition de l’eau augmente avec la pression. C’est le principe des cocottes minutes. Sans entrer dans le dédale des relations de la thermodynamique, cette propriété est intéressante à signaler aux élèves car elle est caractéristique des propriétés de l’eau aux fortes pressions (ce que l’on peut également illustrer par le cas du geyser).

Mais est-il nécessaire d’aller si profond pour observer le phénomène ?

Pas du tout, on peut le mettre en évidence en plongée sous-marine dans des zones où le volcanisme est très présent, comme en Guadeloupe par exemple. Un certain nombre de sources sous-marines d’eau chaude sortent à des températures supérieures à 100°C. On peut calculer au moyen des relations habituelles (annexe 1) qu’à 10 m de profondeur, la température d’ébullition de l’eau est d’environ 120°C. Ces sources peuvent être rencontrées par les plongeurs sous-marins.

2. Compressibilité des gaz. Les gaz respiratoires.

1. Présentation

Au niveau du lycée seules les propriétés des gaz parfaits sont envisagées. Pour la classe de seconde, la loi de Boyle-Mariotte permet de décrire les variations du volume d’un gaz avec la pression à température constante.

Là encore la plongée sous-marine permet d’illustrer un grand nombre de situations.

2. Variation du volume des gaz avec la pression

En plongée autonome, le plongeur respire de l’air comprimé contenu dans une bouteille en acier ou en aluminium qu’il emporte avec lui.

Les volumes des récipients les plus couramment utilisés pour les adultes sont de 10, 12 et 15 L. Pour les enfants, on dispose de bouteilles de 6 et 8 L. L’air est comprimé à environ 200 bars à l’aide d’un compresseur.

Ces valeurs permettent d’illustrer la loi de Boyle Mariotte en supposant qu’elle s’applique.

Ainsi une bouteille de 10 L « gonflée » à 200 bars contient 2000 L d’air détendu à 1 bar, à la même température. Pour se donner une idée, c’est le volume d’une cabine téléphonique. Généralement, pour des raisons de sécurité, on convient que l’on doit toujours remonter de plongée avec une réserve de gaz correspondant à 50 bars (500 L détendu pour une bouteille de 10 L). Il en résulte que le plongeur peut consommer l’équivalent de 1500 L d’air détendu. Cette remarque permet d’aborder les problèmes de consommation. Un plongeur respire environ 15 L de gaz (comprimé ou non) par minute (c’est en fait une donnée variable qui dépend de la morphologie du plongeur).

En prenant l’exemple précédent, un plongeur respire

  • 100 minutes à une pression de 1 bar (ce qui a peu d’intérêt en plongée),

  • 50 minutes à 10 m (à 2 bars) ou il respire l’équivalent de 30 L d’air détendu/minute

  • et seulement 20 minutes à 40 m.

Cela laisse le temps de réaliser de très belles plongées.

 

3. Les barotraumatismes

Notre corps est constitué essentiellement de liquides et de solides. Il contient également de nombreuses cavités aériennes (poumon, sinus, oreille moyenne, intestin, estomac, etc.).

Figure 5. Espaces aériens du plongeur. Les gaz doivent pouvoir circuler librement dans ces cavités.

Espaces aériens du plongeur. Les gaz doivent pouvoir circuler librement dans ces cavités.

En plongée les gaz sont comprimés à la descente (augmentation de pression) et détendus à la remontée (diminution de la pression). Il importe donc que ceux-ci puissent circuler librement dans l’organisme du plongeur. Si ce n’est pas le cas, les parois des cavités peuvent être lésées. Ces accidents, appelés « barotraumatismes », sont amplement décrits dans les ouvrages de plongée.

Nous ne signalerons que le plus grave, la « surpression pulmonaire » qui touche le plus souvent les plongeurs débutants. Imaginons un plongeur à 10 m qui emplit ses poumons d’air comprimé, supposons 4 L. Ces 4 L d’air à 10 m tendent à devenir 8 L à la surface.  Si le plongeur remonte sans expirer son air, (en bloquant sa respiration par exemple), le volume des poumons étant inférieur à 8 L, l’air y sera en surpression. La paroi pulmonaire très fragile risquera d’être lésée et à la limite de se déchirer.

 

Figure 6. Espaces aériens du plongeur. Les gaz doivent pouvoir circuler librement dans ces cavités.

Espaces aériens du plongeur. Les gaz doivent pouvoir circuler librement dans ces cavités.

 

Une partie de l’air sera alors susceptible de passer dans le circuit sanguin et de provoquer une embolie. Cet accident très grave, peut conduire au décès du plongeur.

Il faut toujours souffler en remontant.

 

4. Un profondimètre judicieux, bon marché.

Le plongeur doit en permanence connaître la profondeur à laquelle il se trouve. Actuellement cette indication lui est donnée en continu par son ordinateur immergeable qui interprète les données fournies par un capteur électronique de pression. Il n’en a pas toujours été ainsi, et il a fallu trouver des moyens pour connaître la profondeur où l’on se situait. Le plus simple et le moins onéreux des profondimètres est sans doute celui à « loi de Mariotte ».

Il est simplement constitué d’un tube capillaire circulaire ouvert à une extrémité. Monté sur une platine il se porte au poignet. A la surface, le tube est rempli d’air et vide d’eau. Lorsque l’on descend en profondeur, la bulle d’air contenue dans capillaire se comprime. Sa taille diminue et de l’eau entre dans le tube. En suivant l’interface eau/air, c'est-à-dire la taille de la bulle, on suit la profondeur. Il suffit alors d’étalonner le tube pour disposer d’un excellent profondimètre.

Figure 7. Schéma d’un profondimètre à « loi de Mariotte ». La bulle d’air initiale est comprimée selon la pression ambiante. A 10 m, elle est réduite de moité, à 20 m des 2/3 et à 30 m des ¾.

Schéma d’un profondimètre à « loi de Mariotte ». La bulle d’air initiale est comprimée selon la pression ambiante. A 10 m, elle est réduite de moité, à 20 m des 2/3 et à 30 m des ¾.

En appliquant la loi des gaz parfaits, on prévoit qu’à 10 m, le volume de la bulle sera divisé par 2, à 20 m par 3, etc. Cet appareil est remarquablement précis pour les faibles profondeurs. En revanche est préférable de ne pas l’utiliser au-delà de 20 m.

On trouvera dans les ouvrages de plongée sous-marine d’autres exemples permettant d’illustrer la compressibilité des gaz en relation avec la flottabilité du plongeur.

 

3. Les limites du modèle du gaz parfait

1. Présentation

Le comportement du gaz parfait correspond à un « comportement limite modèle » lorsque la pression du gaz tend vers zéro.

En plongée sous-marine, l’air est utilisé à des pressions qui varient entre 1 et 350 bars. Dans ces conditions, l’air n’est plus un gaz parfait, mais un « gaz réel ».

La loi des gaz parfaits ne s’applique donc pas. On l’enseigne cependant car elle permet de donner au plongeur une bonne idée de l’amplitude des phénomènes liés à la compression et la décompression des gaz. Cela permet de le sensibiliser, entre autres, aux risques de barotraumatisme.

Dans un cours de seconde, on peut très bien aborder simplement la différence de propriétés entre un gaz parfait et un gaz réel à partir du calcul suivant dont le résultat est dérangeant.

2. De l'air qui coule !

Un certain nombre de sous-marins conçus pour la plongée profonde ont permis d’explorer l’ensemble des fonds des mers. Ainsi en 1960 le bathyscaphe du Pr Piccard a atteint la profondeur de 10916 m dans la fosse des Mariannes.

On imagine utiliser ce sous-marin pour une expérience. On attache à l’extérieur du bâtiment un ballon souple de 1 L contenant de l’air. On suppose qu’à la température considérée, la masse volumique de l’air est de 1,3 g.dm-3.

On descend ce ballon attaché sur le bathyscaphe à 10 000 m. La pression est d’environ 1000 bars. L’application de la relation de Boyle Mariotte aboutit à la conclusion que la pression ayant été multipliée par 1000, le volume a été divisé également par 1000. On a toujours 1,3 g d’air mais cette fois ci dans 1 cm3. La masse volumique de l’air (1,3 g.cm-3) est donc plus grande que celle de l’eau.

La conclusion logique est que si le bathyscaphe libère une bulle d’air celle-ci va couler vers le fond ! Elle ne remonte pas vers la surface.

Figure 8. Otarie vérifiant que ses bulles remontent à la surface

Otarie vérifiant que ses bulles remontent à la surface

Ce résultat, intuitivement, dérange car on suppose toujours que les bulles remontent. Il permet d’engager une discussion avec les élèves sur les propriétés des gaz comprimés. Le résultat précédent est il plausible ? A cette pression, le gaz est il encore gazeux, ou liquide ? … et à des pressions plus fortes ?

D’expérience, on s’aperçoit que ces notions sont très vagues dans l’esprit des élèves.

En fait le calcul proposé est faux car on applique la loi des gaz parfaits à des gaz qui ne le sont pas. Ainsi la masse volumique de l’air sous des pressions de l’ordre de 1000 bars est environ de 0,6 g.cm-3, ce que l’on peut constater sur un graphe reportant les valeurs de la masse volumique de l’air en fonction de la pression.

Figure 9. Variations de la masse volumique de l’air avec la profondeur à 15,7°C, (Amagat, Ann. Chim.Phys. 29-40-1893)

Variations de la masse volumique de l’air avec la profondeur à 15,7°C, (Amagat, Ann. Chim.Phys. 29-40-1893)

L’air ne coule pas.

Au niveau d’un enseignement universitaire, cette fiction permet d’introduire la notion de fugacité d’un gaz réel qui intervient dans l’expression du potentiel chimique et dans les conditions d’évolution des systèmes gazeux. Il faut donc être prudent dans les exemples sur la compressibilité des gaz proposés aux élèves.

3. Pourquoi en est-il ainsi ? Conséquences en plongée sous-marine.

Les gaz sous comprimés perdent leurs propriétés de gaz parfaits car sous l’effet de la pression, les molécules sont en interaction réciproque.

Pour comprendre ce qui se passe, on peut tout d'abord considérer un gaz dont la pression tend vers zéro. Les molécules sont alors sans interaction réciproque, il possède les propriétés du gaz parfait,

Supposons que l'on augmente la pression. Le volume du gaz diminue. Sous l'effet de la diminution de volume de l'enceinte, les particules du gaz se rapprochent les unes des autres et établissent des interactions mutuelles.

Dès qu'il y a apparition d'interactions entre les particules, le comportement du gaz réel s'écarte de celui du gaz parfait.

Figure 10. Aux pressions moyennes, les molécules de gaz s’attirent. On comprime plus d’air que ne le suppose la loi de gaz parfaits pour une même pression dans un même volume. Pour l’air, Amagat signale un minimum de la courbe représentative du produit PV en fonction de P pour 104 atm à 16°C.

Aux pressions moyennes, les molécules de gaz s’attirent. On comprime plus d’air que ne le suppose la loi de gaz parfaits pour une même pression dans un même volume. Pour l’air, Amagat signale un minimum de la courbe représentative du produit PV en fonction de P pour 104 atm à 16°C.

Lorsque la pression n'est pas trop élevée, le fait de rapprocher les particules de gaz les unes des autres a pour conséquence que celles-ci s'attirent. Les forces d'interaction s'ajoutent alors aux forces de pression. Dans certaines conditions de température, on pourra comprimer plus d'air que ne le prévoit la loi des gaz parfaits.

Si l'on augmente encore la pression, cette tendance s'inverse. En effet lorsque les particules deviennent très proches les unes des autres, il apparaît des forces de répulsion.

Figure 11. Aux fortes pressions l’air devient de plus en plus difficilement compressible. Ainsi à 3000 atm, à 15, 7°C, on comprime environ 4 fois moins de gaz que ne le prévoit la loi des gaz parfaits dans un volume donné.

Aux fortes pressions l’air devient de plus en plus difficilement compressible. Ainsi à 3000 atm, à 15, 7°C, on comprime environ 4 fois moins de gaz que ne le prévoit la loi des gaz parfaits dans un volume donné.

Pour des pressions très importantes, le gaz devient alors pratiquement incompressible. Son volume ne peut plus être réduit par le seul effet de la pression. On convient d'appeler ce volume minimum incompressible: le volume résiduel.

Pour la plongée sous-marine, les propriétés des gaz réels ne sont généralement pas prises en compte. Elles sont cependant importantes car elles montrent par exemple qu’il est illusoire de vouloir augmenter très fortement la pression de l’air dans les bouteilles pour en mobiliser une plus grande quantité. Il est vrai qu’aux fortes pressions, on comprimera plus d’air qu’à basse pression, mais cette quantité ne sera pas linéaire, et surtout sera inférieure à celle prévue par la loi des gaz parfaits.

Par ailleurs, afin de pouvoir disposer de réserves d’air comprimé pour remplir rapidement les bouteilles des plongeurs, on utilise dans les stations de gonflage des « rampes-tampons » constituées par plusieurs (généralement une dizaine) bouteilles en acier de 50 L reliées entre elles et gonflées jusqu’à 350 bars. Nombre de responsables de stations ont été surpris de ne pas emplir autant de bouteilles qu’ils l’espéraient en appliquant la loi de Boyle Mariotte.

On peut s’en rendre compte en considérant pour une température de 15,7 °C, les valeurs du rapport entre le produit PV du gaz réel et celui correspondant au gaz parfait, z=PVgaz réel/RT

Figure 12. Valeurs de z d’après les données de Amagat parues dans Ann. Chim.Phys. 29-40-1893, reportées par Paul Pascal dans Nouveau traité de Chimie Minérale Tome I, chez Masson 1955.

Valeurs de z d’après les données de Amagat parues dans Ann. Chim.Phys. 29-40-1893, reportées par Paul Pascal dans Nouveau traité de Chimie Minérale Tome I, chez Masson 1955.

 

On constate ainsi qu’à 350 bars on comprime environ 15% de gaz en moins que l’on espérait en appliquant la loi des gaz parfaits, et à 1000 bars 50%. On a reporté différentes équations utilisées pour décrire les gaz réels en annexe 2.

4. Des travaux pratiques en situation ?

On peut évidemment proposer des travaux pratiques au laboratoire afin d’illustrer à la fois les propriétés liées à l’augmentation de pression avec la hauteur d’eau et la compressibilité des gaz. Mais on peut aussi envisager de les réaliser en piscine ou en milieu naturel lors de plongées organisées au niveau du collège ou du lycée.

Figure 13. Pourquoi ne pas choisir de réaliser les travaux pratiques de physique en mer ?

Pourquoi ne pas choisir de réaliser les travaux pratiques de physique en mer ?

Ces activités doivent impérativement encadrées par des moniteurs reconnus par l’Etat (voir Code du Sport).

5. Annexe et Ressources en Ligne

 

  • Annexe 1 : de l’eau qui ne bout pas à 100°C.

    On rappelle que la température d’ébullition d’un liquide correspond à la situation pour laquelle sa pression de vapeur devient égale à la pression de l’environnement. Ainsi à la pression atmosphérique, la pression de vapeur de l’eau devient égale à 1 bar à 100°C. Si on modifie la pression ambiante, on change la température d’ébullition du liquide. C’est ce qui permet d’effectuer des distillations de solvants fragiles à basse température avec un vide partiel par exemple en chimie organique. Au contraire, aux fortes pressions, la température d’ébullition augmente. Pour l’eau, on peut estimer simplement ces températures en supposant que l’enthalpie d’évaporation du liquide est indépendante de la température. On convient de noter que pour la pression P0 (1 bar), la température d’ébullition de l’eau est T0 (373,15 K). On démontre que pour la pression Px, la température d’ébullition est Tx, tel que

    L’application de cette relation avec Î?evH = 40600 J mol-1 permet de retrouver les valeurs indiquées dans le texte.

  • Annexe 2 : d’autres relations pour le comportement des gaz réels ?

    Les propriétés des gaz réels ont été décrites au moyen de différentes relations. Van der Waals a proposé en 1873 la relation suivante

    où a et b sont des coefficients caractéristiques du gaz considéré. Le terme n²a/V² rend compte de l'attraction entre les particules. Le terme nb représente le volume résiduel du gaz.

    D'autres équations permettent également de décrire le comportement d'un gaz réel, comme celle du viriel qui correspond à une représentation polynômiale des variations du produit PV avec le volume V.

    Ces relations sont importantes pour l’industrie. On trouvera dans la littérature ou sur Internet les valeurs des coefficients pour ces deux équations et pour différents gaz.

 

 
 
 
 
 
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