La Síntesis Del Amoniaco

La síntesis del amoniaco

La síntesis del amoniaco es uno de los equilibrios más estudiados, y precisamente vas a aplicar lo que has aprendido hasta ahora con objeto de establecer las mejores condiciones para obtener esa sustancia. A temperatura ambiente, el amoniaco es un gas incoloro de olor muy penetrante. Es muy soluble en agua, por lo que habitualmente se usa en disolución. Más del 80% del amoniaco que se produce industrialmente se utiliza en la fabricación de abonos (sales amónicas), y el resto tiene usos muy diversos, desde fabricación de explosivos a tintes, lacas o limpiadores amoniacales. El NH3 se obtiene por el método denominado proceso Haber-Bosch (por su puesta en marcha Fritz Haber y Carl Bosch recibieron el Premio Nobel de Química en los años 1918 y 1931), que consiste en la reacción directa entre el nitrógeno y el hidrógeno gaseosos.

N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g); ΔHr = -92,4 kJ

Al aumentar la presión, aumenta la cantidad de amoniaco y disminuyen las de nitrógeno e hidrógeno. Al disminuir la presión, el efecto es el contrario. Por tanto, conviene trabajar a presiones altas. Al calentar, disminuye la cantidad de amoniaco y aumentan las de nitrógeno e hidrógeno, mientras que al enfriar aumenta la cantidad de amoniaco; es decir, hay qaue trabajar a temperaturas bajas para favorecer la formación de amoniaco.

La síntesis de Haber-Bosch es una reacción lenta, puesto que tiene una energía de activación muy alta. Por esa razón, no conviene trabajar a temperaturas demasiado bajas, porque entonces la reacción es excesivamente lenta. Para conseguir que el equilibrio se alcance en un tiempo razonable, la temperatura de trabajo es media, del orden de 450 ºC, y se utiliza un catalizador (Fe, K2O, Al2O3) para disminuir la barrera de energía. En cuanto a la presión, es alta, del orden de 500-600 atmósferas. Además, aprovechando la solubilidad del amoniaco en agua, se va eliminando de la mezcla gaseosa al disolverlo en una lluvia de agua pulverizada, con lo que el equilibrio se desplaza para producir más amoniaco. Con estas condiciones se consigue un grado de conversión del 50% en un tiempo razonablemente corto: se ha conseguido optimizar el proceso y que la producción de amoniaco sea máxima en un tiempo determinado. Además, el nitrógeno y el hidrógeno que no se han convertido en amoniaco se reciclan, volviéndose a inyectar en el reactor.

SINTESIS DEL AMONIACO El proceso "Haber", para la síntesis del amoníaco, es una reacción en fase gaseosa en el cual se usa un catalizador heterogéneo para promover la velocidad de reacción Para obtener un mayor rendimiento de la reacción: N2(g) + 3H2 (g) ↔ 2NH3(g) Se podría pensar en llevarla a altas presiones,obteniendo así un mayor rendimiento por la naturaleza de la reacción. Por otro lado podemos notar que es una reacción exotérmica, lo que nos dice que la constante de equilibrio disminuye si la temperatura aumenta, por lo que se obtendría un mayor rendimiento de amoníaco si la reacción se llevase a cabo a la menor temperatura posible. Además sería ideal realizarla a bajas temperaturas ya que el punto de ebullición del amoníaco está alrededor de los -33,5°C, y por consiguiente a medida de que se forma se condensaría rápidamente y se eliminaría cómodamente del sistema; el hidrógeno y el nitrógeno seguirían siendo gases a esa temperatura. Entonces la reacción se desplazaría de izquierda a derecha. No es por casualidad que estas condiciones coinciden con las establecidas en plantas industriales,donde se trabajan con presiones de hasta 500 atmósferas. La única contradicción es que la separación se lleva a unos 500°C, condición que baja el rendimiento y es muy costosa, pero por otro lado esta aumenta la velocidad de producción, cosa que favorece comercialmente hablando. Este es un diagrama de la síntesis industrial del amoníaco a partir del nitrógeno y el hidrógeno.

Como la reacción natural es muy lenta, se acelera con un catalizador de hierro (Fe3+) y óxidos de aluminio (Al2O3) y potasio (K2O) permitiendo que el

equilibrio se alcance con mayor rapidez. Los factores que aumentan el rendimiento, al desplazar el equilibrio de la reacción hacia los productos (Principio de Le Châtelier), son las condiciones de alta presión (150-300 atmósferas) y altas temperaturas (400-500°C),1 resultando en un rendimiento del 10-20%.