Introducción

En el año 1918, el químico alemán Fritz Haber (1868-1934) obtuvo el Premio Nobel de Química por sus investigaciones sobre la termodinámica de las reacciones gaseosas. Estas investigaciones derivaron, en 1913, en el proceso de producción de amoniaco a escala industrial, que aún hoy se utiliza y que lleva su nombre: proceso Haber.

Fundamentos del Proceso Haber

Aunque existen modificaciones posteriores de este método, lo cierto es que todos están basados en el proceso Haber. Este proceso permite comprender los factores cinéticos y termodinámicos que influyen en las velocidades de reacción y en la evolución de los equilibrios químicos. Esto, junto con la abundancia del uso del amoniaco en la vida cotidiana y en otros muchos procesos, hace que el proceso Haber combine muy bien la teoría con la utilidad práctica de la química.

Aplicaciones del Amoniaco

• Materia prima para la elaboración de tintes
• Producción de plásticos
• Fertilizantes
• Fibras sintéticas
• Explosivos

Durante la I Guerra Mundial, se produjeron en los Estados Unidos grandes cantidades de amoniaco por el método de la cianamida. Cuando el carburo cálcico se calienta a 1100ºC en presencia de nitrógeno, se forma cianamida cálcica, CaCN2, que, tratada al vapor, desprende amoniaco. No obstante, la cianamida es un compuesto altamente tóxico, por lo que el procedimiento cayó en desuso y, en la actualidad, solo se utiliza a nivel industrial el proceso Haber.

Detalles del Proceso Haber

En el proceso Haber se obtiene nitrógeno gaseoso, N2, por licuefacción parcial del aire o haciéndolo pasar a través de coque al rojo. El nitrógeno así obtenido se mezcla con hidrógeno puro, conduciendo la mezcla a lo largo de unos tubos convertidores rellenos de una masa catalítica porosa, que generalmente está compuesta por óxidos de hierro y pequeñas cantidades de óxidos de potasio y aluminio.

Reacción Química

La reacción química del proceso a partir del hidrógeno y el nitrógeno gaseosos es exotérmica y reversible:

N2(g) + 3H2(g) ⇔ 2NH3(g)

Variación de entalpía negativa. Su Kc a 25ºC vale 3,6·10⁸, este alto valor de la constante de equilibrio indica que, en el equilibrio, prácticamente todo el N2 y H2 se han convertido en NH3. Sin embargo, la reacción es tan lenta a 25ºC que no se producen cantidades detectables de NH3 en tiempos razonables. Por ello, se suele operar a presiones entre 200 y 700 atmósferas y alrededor de 500ºC.

Efecto de la Temperatura en la Formación de Amoniaco

Puesto que la reacción es exotérmica, según el Principio de Le Chatelier, la formación de amoniaco se verá favorecida por una disminución de la temperatura. Sin embargo, la velocidad de una reacción química aumenta con la temperatura, en cualquiera de los dos sentidos; es decir, el factor cinético se favorece a elevadas temperaturas.

A medida que la temperatura disminuye, la velocidad de la reacción se hace cada vez menor y, en consecuencia, la obtención del amoniaco no tendría interés en la práctica, ya que se tardaría mucho tiempo para conseguir una pequeña concentración de NH3. Por tanto, aquí se presenta un dilema: si se aumenta la temperatura, se aumenta la velocidad de la reacción, pero entonces dentro del reactor hay mucho N2 y H2 y poco NH3. Si se disminuye la temperatura, la reacción es lentísima. En la práctica, para resolver esta dificultad, se trabaja a una temperatura de 500-600ºC y se añade un catalizador (de platino, tungsteno u óxidos de hierro) para aumentar así la velocidad de la reacción química.

Efecto de la Presión y los Catalizadores en la Producción de Amoniaco

Sin embargo, incluso con ayuda de un catalizador, no podría aprovecharse industrialmente la reacción si no interviniese otro factor: la presión. Según el Principio de Le Châtelier, un aumento de la presión favorecerá el desplazamiento de la reacción hacia la derecha, ya que a la izquierda hay 4 moles de gas y a la derecha únicamente 2 (recordemos que el aumento de la presión favorece el sentido de reacción en el que hay menos moles gaseosos).

Por tanto, al aumentar la presión se favorece la formación de NH3, que es lo deseado. Ésa es la causa de que en el proceso de Haber se empleen presiones tan elevadas. En concreto, se emplean presiones que van desde las 200 atmósferas a las 1000 atmósferas. La utilización de presiones superiores está limitada por el coste que representa utilizar recipientes que resistan presiones tan elevadas.

Finalmente, la adición del catalizador de hierro finamente dividido, o también tungsteno o platino, disminuye la energía de activación del proceso y, por tanto, acelera la reacción, tanto la directa como la inversa.

Rendimiento Final de Obtención en Función de Temperatura y Presión

Como el amoniaco obtenido lo vamos a ir eliminando a la vez que se va formando, la reacción química siempre evolucionará hacia la derecha, porque estamos eliminando la situación de equilibrio; el sistema siempre tenderá al equilibrio, por lo que continuará produciendo amoniaco para alcanzarlo de nuevo. Este hecho permite obtener NH3 a mayor velocidad y a temperaturas más bajas (pensemos que cuanto más alta sea la temperatura requerida en el proceso, mayor será el coste industrial del mismo).

A 500-600ºC y unas 900 atm, la conversión de N2 y H2 en amoniaco llega prácticamente a un 40%; pero sin catalizador se requerirían meses para conseguir el estado de equilibrio. Al añadir el catalizador, se consigue el mismo equilibrio en una fracción de segundo. A las presiones empleadas, el amoniaco se separa como líquido de la mezcla gaseosa por enfriamiento, mientras el nitrógeno y el hidrógeno, no condensables, que no han reaccionado, vuelven nuevamente a los convertidores.

Al aumentar la temperatura a 758ºC, la constante de equilibrio disminuye del orden de 10¹⁰ veces, lo que nos indica que la reacción se desplaza hacia la izquierda a temperaturas muy altas. Si bajásemos mucho la temperatura, nos encontraríamos con que termodinámicamente es más favorable el proceso, pero tan lento, que no es rentable industrialmente ni siquiera en presencia de catalizador. Por todo lo anterior, se observa que el proceso debe efectuarse alrededor de 500ºC y a la mayor presión posible.

Principio de Le Chatelier

Una alteración externa de los factores (temperatura, presión o concentraciones) que intervienen en un equilibrio induce un reajuste del sistema para reducir el efecto de dicha alteración y establecer un nuevo estado de equilibrio.

Desplazamientos del Equilibrio

• Si aumenta la concentración de una sustancia, el sistema se desplaza en el sentido en que se consume dicha sustancia.
• Si disminuye la concentración de una sustancia, el sistema se desplaza en el sentido en que se produce dicha sustancia.
• Si aumenta la presión total, el sistema se desplaza en el sentido en que hay disminución del número de moles de gas y, por tanto, de moléculas.
• Si disminuye la presión total, el sistema se desplaza en el sentido en que hay aumento del número de moles de gas, y por tanto, de moléculas.
• Si el número de moléculas fuera el mismo en los dos miembros de la ecuación, es decir, ∆n = 0, el cambio de volumen no afectaría al equilibrio.

Un aumento en la presión parcial del amoniaco produciría un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda, ya que hay que consumir el exceso. En cambio, una disminución de la presión parcial del amoniaco produciría un desplazamiento hacia la derecha, ya que hay que reponer.

Modificaciones del Volumen del Sistema

• Aumento del volumen: Produce una disminución de la presión. Si aumentamos el volumen, disminuye la presión y, por tanto, la concentración, por lo que se compensará con un desplazamiento hacia donde se produce un mayor número de moles de gases.
• Disminución del volumen: Aumenta la presión y, por tanto, aumentan la concentración, y el sistema evoluciona hacia donde se producen menor número de moles de gases.

Efecto de la Temperatura

• Si la reacción es endotérmica:
  • Si la temperatura aumenta, el sistema se desplaza hacia la derecha (productos).
  • Si la temperatura disminuye, el sistema se desplaza hacia la izquierda (reactivos).
• Si la reacción es exotérmica:
  • Si la temperatura aumenta, el sistema se desplaza hacia la izquierda (reactivos).
  • Si la temperatura disminuye, el sistema se desplaza hacia la derecha (productos).

Un catalizador no afecta a la constante de equilibrio.