Proceso de Haber
En química, o proceso de Haber ou proceso de Haber - Bosch é a reacción de nitróxeno e hidróxeno gasosos para producir amoníaco. A importancia da reacción radica na dificultade de producir amoníaco a un nivel industrial.
Ao redor do 78,1% do aire que nos rodea é nitróxeno molecular, N2. O elemento como molécula diatómica gasosa é moi estable e relativamente inerte debido ao enlace triplo que mantén os dous átomos fortemente unidos. Non foi até os primeiros anos do século xx cando este proceso foi desenvolvido para obter nitróxeno do aire e producir amoníaco, que ao oxidarse forma nitritos e nitratos. Estes son esenciais no ácido nítrico (HNO3) e fertilizantes (exemplo: nitrato de amonio (NH4NO3)).
Como a reacción natural é moi lenta, acelérase cun catalizador de ferro (Fe3+) e óxidos de aluminio (Al2O3) e potasio (K2O) permitindo que o equilibrio se alcance con maior rapidez. Os factores que aumentan o rendemento, ao desprazar o equilibrio da reacción cara aos produtos (Principio de Le Châtelier), son as condicións de alta presión (150-300 atmosferas) e altas temperaturas (200-300 °C),[1] resultando nun rendemento do 10-20%.
N2(g) + 3H2(g) ↔ 2NH3(g) + ΔH ...(1)
ΔH representa a variación de enerxía , tamén chamado entalpía, e equivale a -92,4 kJ/mol. Ao ser negativa, libera calor, polo que a reacción é exotérmica.
N2(g) + 3H2(g) ⇌ 2NH3(g)
Historia[editar | editar a fonte]
En 1910, Carl Bosch comercializou o proceso e asegurou aínda máis patentes. Haber e Bosch foron galardoados co Nobel de Química en 1918 e 1931 respectivamente, polos seus traballos e desenvolvementos na aplicación da tecnoloxía en altas presións e temperaturas.[2] O amoníaco foi producido utilizando o proceso Haber (a un nivel industrial) durante a primeira guerra mundial para a fabricación de nitratos e a obtención a partir diso de explosivos. Desta forma Alemaña puido prescindir do nitrato procedente de Chile, cuxo subministración estaba bloqueado polos británicos.
Aspectos económicos e ambientais[editar | editar a fonte]
O proceso Haber produce máis de 100 millóns de toneladas de fertilizante de nitróxeno ao ano. O 8,27% do consumo total de enerxía mundial nun ano destínase a este proceso. Os fertilizantes que se obteñen son responsables tanto do sustento de máis dun terzo da poboación mundial debido a que a extracción de nutrientes do solo por parte da agricultura e gandaría é cuantiosa e polo tanto deben ser repostos de maneira artificial, aínda que o mal uso dos fertilizantes producen numerosos problemas ambientais pola erosión e o escurrimiento de nutrientes a napas e corpos de auga sendo o máis emblemático a eutrofización.
O impacto ambiental[editar | editar a fonte]
Só o 17% do amoníaco usado como fertilizante é consumido polos humanos a través da comida. O resto acaba na terra ou no aire. As emisións en ausencia de interferencia humana son de 0,5 kg por hectárea e ano. A agricultura moderna multiplicou por 20 esta cifra, o que provocou a alteración do ciclo natural do nitróxeno aínda que o seu impacto global aínda non é moi coñecido.[3]
Hai dous problemas directamente relacionados co amoníaco. Un é o da eutrofización das augas. Os nitratos acaban en mares e ríos, as algas e bacterias con exceso de nutrientes, acaban co osíxeno que necesitan outras especies. Doutra banda, o nitróxeno reactivo está a alterar o equilibrio atmosférico, enriquecendo o ozono da troposfera e reducindo o da estratosfera. Iso si, o amoníaco ten o efecto positivo da captura de CO2 en selvas e bosques debido á maior presenza de nitróxeno no aire.
Notas[editar | editar a fonte]
- ↑ "Síntese de amoníaco promovida por catalizadores de ferro, por Sandra Bencic, do Departamento de Química da Universidade do Estado de Michigan, ano 2001." (PDF). Arquivado dende o orixinal (PDF) o 8 de febreiro de 2013.
- ↑ "All Nobel prizes".
- ↑ Kanter, David R.; Bartolini, Fabio; Kugelberg, Susanna; Leip, Adrian; Oenema, Oene; Uwizeye, Aimable (2020). "Nitrogen pollution policy beyond the farm". Nature Food, 1, 27-32. doi:10.1038/s43016-019-0001-5.
