Processo de Haber e Bosch

Foi usado pela primeira vez, à escala industrial, na Alemanha durante a Primeira Guerra

Mundial, para a produção de munições. Os alemães dependiam do nitrato de sódio importado

do Chile, mas estes depósitos naturais não conseguiam satisfazer a necessidade crescente de

composto de azoto em todo o mundo. Obter composto de azoto a partir do azoto atmosférico

tornou-se, então, um dos principais desafios da investigação em química.

Por isso passaram a utilizar imediatamente o processo de Haber-Bosh para a produção de

amoníaco.

[O processo foi desenvolvido por Fritz Haber e Carl Bosch em 1909 e patenteado em 1910. ]

O amoníaco é produzido industrialmente pelo processo de Haber-Bosch. O amoníaco é sintetizado a partir do diazoto e do dihidrogénio segundo a seguinte equação química:

Qual a razão da síntese do amoníaco ser designada por processo de Haber-Bosh ? Inicialmente o processo de síntese de NH3 era um método bastante caro pois usava matérias-primas muito caras e consumia bastante quantidade de energia. Em 1905, Haber ( ) descobre o processo artificial de fixação do azoto atmosférico passando a fazer a síntese do NH3 a partir do N2 e do H2, na presença de um catalisador a base de ferro. A reacção foi convertida num processo industrial por Karl Bosh ( ) usando catalisador e realizando a reacção a alta pressão. [ Bosh foi prémio Nobel da

química devido aos estudos que realizou sobre reacções a elevada pressão. ]

As matérias primas para a síntese são : - O N2 - O H2 Como se obtêm ? N2 : Sendo o diazoto um componente que existe na atmosfera em grande abundância, é obtido a partir do ar por destilação fraccionada do ar liquido. Porquê por destilação fraccionada ? Dado os pontos de ebulição do diazoto e do dioxigenio serem próximos, respectivamente: -196 º C e -183 º C. Dihidrogénio H2 : - Processo mais antigo : O H2 era obtido a partir da gaseificação do carvão que consiste na reacção do carbono com vapor de agua. C(s) + H2O (g) ----- CO (g) + H2 (g) - Processo actual da síntese industrial do H2 : Utilizam-se processo petroquimicos. Parte-se do gás natural principalmente metano, de hidrocarbonetos e de resíduos de petróleo. CH4 (g) + H2O (g) -> CO (g) + 3 H2 (g) (reacção do metano com vapor de agua) 2 C5H12 (g) + O2 (g) -> 10 CO (g) + 12 H2 (g) ( oxidação parcial dos hidrocarbonetos) Para além do dihidrogénio forma-se monóxido de carbono (poluente atmosférico) . Portanto é necessário que seja removido. É convertido para CO2 que é depois removido por dissolução em certos solventes (ex. metanol). - Por electrolise da agua: É o processo menos económico, no entanto é o processo que produz H2 mais puro, com grau de pureza cerca de 99 %.

Curiosidade: O hidrogénio é o combustível do futuro pois não produz qualquer tipo de poluição uma vez que quando arde dá simplesmente agua, não contribuindo por isso para o efeito de estufa. Esta reacção de síntese é bastante incompleta, ( Uma reacção diz-se incompleta

se há formação de produtos de reacção a partir da diminuição da concentração dos

reagentes, sem que estes se esgotem e, simultaneamente, os produtos de reacção reagem

entre si originando os reagentes.) no caso de se realizar em condições de pressão e temperatura normais. É através do processo Haber-Bosch, que se consegue obter um maior rendimento (ainda que não muito satisfatório), através de alterações que são feitas em determinadas condições que alteram o modo como a reacção de processa.

Durante anos estudaram as melhores condições de temperatura e pressão para a reacção da

síntese do amoníaco. A solução para a eficiência industrial deste processo de produção

acabaria por envolver o uso de catalisadores.

(Temperatura) Como o processo é altamente exotérmico (LH =-92,2 kJ), sendo esta, por isso, uma das condicionantes em relação à temperatura usada. Uma temperatura alta favorece a reacção ao nível da sua extensão e o equilíbrio é atingido mais rapidamente. No entanto, favorece a reacção inversa, porque o processo é exotérmico. Segundo o princípio de Le Chatelier, quando um sistema em equilíbrio é sujeito a uma perturbação, o equilíbrio desloca-se no sentido de contrariar essa alteração, até se estabelecer um novo estado de equilíbrio. Por isso, como o processo é exotérmico, aumentando a temperatura promove-se a reacção no sentido inverso, por isso a temperatura deve tomar valores reduzidos. Como resultado, é feito um compromisso entre estes dois factores. A temperatura ideal, designada de temperatura de compromisso, por estar condicionada por vários factores, situa-se por volta dos 450ºC. (pressão) A elevação da pressão favorece a formação do amoníaco pois no processo ocorre

uma diminuição de volume (devido a diminuição do número de moléculas). Logo, o aumento da

pressão aumenta o rendimento de formação do produto, mas por outro lado este incremento

deve ser economicamente viável, ou seja, não deve tornar os custos de produção demasiado

elevados. A pressão considerada tecnicamente e economicamente viável é de 250 atmosferas.

(Catalisador) a adição do catalisador não afecta o equilíbrio porém, acelera a velocidade da

reacção para atingir o equilíbrio, ou seja não aumenta o rendimento da reacção nem as quantidades obtidas. No início, para a reacção Haber-Bosch, usava-se o ósmio e urânio como catalisadores. Actualmente, utiliza-se óxidos de ferro misturados com quantidades menores de outras substâncias (óxidos de K, Ca, Al, Si e outros).

Etapas de produção do processo:

O esquema à esquerda traduz as etapas mais importantes da produção de amoníaco.

Nele podemos observar as substâncias envolvidas em cada fase da síntese, bem como os locais

onde estas ocorrem. Começando com a compressão dos reagentes, azoto e hidrogénio, e

passando por várias outras fases é obtido o produto final, o amoníaco, através da condensação

deste, uma vez que o seu ponto de ebulição é mais elevado do que o do N2 e do H2. Assim,

reduzida que fica a concentração de amoníaco no sistema, o processo pode continuar a

realizar-se com maior extensão.

A parte do vídeo, encontra-se somente em DVD!

Trabalho de Jorge vendeiro e Daniela Mateus, 11º A