El proceso de Haber
Conceptos básicos
En este artículo, aprenderá sobre el proceso de Haber y su importancia, así como sobre su cinética, termodinámica y mecanismos.
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¿Qué es el proceso de Haber?
El proceso Haber es un método industrial de reacción del nitrógeno y el hidrógeno gaseosos para producir amoníaco. Estequiométricamente, implica un mol de nitrógeno diatómico y tres moles de hidrógeno diatómico por dos moles de amoníaco.
Ecuación del proceso de Haber: N2 + 3H2 → 2NH3
Muchos químicos llaman al proceso de Haber una forma de «fijación del nitrógeno», es decir, la conversión del nitrógeno gaseoso en una forma químicamente más útil. En la naturaleza, los microorganismos denominados diazótrofos realizan la fijación del nitrógeno, lo que contribuye al ciclo del nitrógeno en los sistemas ecológicos. El nitrógeno, por supuesto, es uno de los elementos fundamentales de la vida biológica y forma parte importante de las proteínas y los ácidos nucleicos.
El nitrógeno, en forma de amoníaco, también tiene importancia en la investigación y las aplicaciones industriales. Sin embargo, a pesar que el nitrógeno diatómico es el gas atmosférico más abundante, su falta de reactividad dificulta su aprovechamiento por parte de los químicos.
En 1909, el químico alemán Fritz Haber hizo historia científica al demostrar la síntesis de amoníaco a partir de nitrógeno atmosférico e hidrógeno. Más tarde, en 1911, el método fue mejorado significativamente por otro químico alemán, Carl Bosch, lo que hizo que la reacción fuera más eficiente para la industria. Como resultado, cuando se realiza hoy en día, muchos se refieren al método como el Proceso Haber-Bosch.
Fritz Haber (1918). Source.
Gracias a los trabajos de Haber y Bosch, el amoníaco puede sintetizarse ahora fácilmente para diversos fines importantes, como fertilizantes, explosivos, tecnología de refrigeración y productos farmacéuticos.
Pero, ¿qué es exactamente lo que hace que el proceso de Haber sea tan eficaz? Echemos un vistazo más de cerca a la química física que hay detrás de la reacción.
La cinética del proceso de Haber
Si el nitrógeno gaseoso es tan inerte, ¿cómo consiguió Fritz Haber hacerlo reaccionar? Para superar la no reactividad del nitrógeno, el Proceso de Haber implica dos factores importantes. El primer factor es un catalizador eficaz.
Casi siempre se utilizan metales de transición para catalizar el proceso de Haber. Los químicos industriales suelen utilizar magnetita, un óxido de hierro (Fe3O4), con pequeñas cantidades de hidróxido de potasio (KOH). Otros catalizadores comunes son los óxidos de cromo y osmio.
Mecánicamente, el catalizador debe unirse al gas nitrógeno. Esto permite que el hidrógeno se una a través de los enlaces del nitrógeno hasta que éste se sature por completo, produciendo amoníaco. Sin esta unión crucial del catalizador, el nitrógeno permanece inerte y poco reactivo, sin producir prácticamente amoníaco.
El segundo factor para conseguir que el nitrógeno reaccione está relacionado con la presión. Concretamente, las presiones más altas indican más colisiones moleculares, lo que aumenta la velocidad de reacción. Como resultado, las industrias tienden a realizar el Proceso de Haber a las presiones más altas posibles, a menudo superiores a 200 atmósferas.
La termodinámica del proceso de Haber
Con o sin catalizador, la reacción que produce amoníaco es espontánea (∆G < 0). Esto se debe a un aspecto fundamental de la química física: la cinética y la termodinámica de una reacción suelen ser independientes entre sí. Aunque podamos intuir que una reacción muy favorecida termodinámicamente se produce más rápido que otra menos favorecida, existen excepciones. El proceso de Haber es una de ellas: una reacción con una termodinámica favorable pero una cinética increíblemente lenta.
Aparte de la espontaneidad, también podemos observar que la reacción tiene un cambio negativo en la entropía (∆S < 0). Específicamente, vemos que cuatro moles de gas reactante producen dos moles de gas producto.
N2 + 3H2 → 2NH3
Una reducción de los moles de gas indica que nuestro sistema tiene menos microestados posibles, lo que indica una disminución de la entropía. También podemos justificar el cambio negativo diciendo que menos moléculas de gas significan más «desorden».
Para que nuestra reacción sea espontánea a pesar de la disminución de la entropía, nuestra reacción debe tener una entalpía decreciente. Este es efectivamente el caso: el Proceso de Haber es exotérmico (∆H < 0). Según la definición de energía libre de Gibbs, la espontaneidad debe aumentar a medida que disminuye la temperatura. Dicho de otro modo, la disminución de la temperatura hace que ∆S sea menos significativa, haciendo que ∆G sea más negativa:
∆G = ∆H – T∆S
(En esta ecuación, T indica la temperatura a la que tiene lugar la reacción)
Esto tiene importantes implicaciones para la temperatura ideal a la que llevar a cabo el Proceso de Haber, como observaremos en la siguiente sección.
Las propiedades de equilibrio del proceso Haber
Como acabamos de ver, el Proceso de Haber es exotérmico y aumenta la espontaneidad a temperaturas más bajas. Con esta información, los químicos pueden aumentar el rendimiento de la reacción bajando las temperaturas. La explicación de este fenómeno se basa en los principios del equilibrio químico.
Debido a la exotermicidad, podríamos decir que el calor sirve como «producto» de la reacción. Según el Principio de L’Chatelier, podemos desplazar el equilibrio de una mezcla de reacción sometiendo el sistema a una tensión. La reacción responde entonces en la dirección de contrarrestar la tensión. Al enfriar la mezcla, «quitamos» calor, y el sistema contrarresta esta tensión produciendo más productos. Así, obtenemos más amoníaco a temperaturas más bajas.
Sin embargo, si bajamos demasiado la temperatura, la cinética de nuestra reacción disminuye, ya que las moléculas no se mueven tan rápido. Para llegar a un balance, los químicos industriales suelen fijar la temperatura de reacción del Proceso Haber en 450-500°C.
El proceso de Haber completo
Ahora que conocemos la química física, veamos el proceso completo.
Una cosa que se puede observar es que el gas dihidrógeno no se introduce directamente en el sistema. En su lugar, el metano (1) y el agua (2) reaccionan para producir hidrógeno dentro del sistema (3). Posteriormente, el oxígeno y el nitrógeno gaseoso entran en el sistema (4), lo que genera más hidrógeno a partir del metano (5). En ambas reacciones se forma monóxido de carbono como subproducto.
Entra más vapor de agua en el sistema, que oxida al monóxido de carbono y lo convierte en dióxido de carbono (6). Este dióxido de carbono sale entonces (8), produciendo una mezcla de nitrógeno y gas hidrógeno.
Esta mezcla de gases se comprime a más de 200atm (7) y se precalienta a ~500°C (9). A continuación, la mezcla calentada y presurizada entra en la cámara de reacción, provista del catalizador de metal de transición (10). Se produce una cierta cantidad de amoníaco, que se destila haciendo pasar una camisa de agua fría sobre la mezcla de reacción (11). De este modo, el gas de amoníaco se condensa y se convierte en líquido, que se evacúa del sistema (13).
Es importante destacar que en la primera operación, solo habrá reaccionado aproximadamente el 15% del nitrógeno y el hidrógeno. El gas sin reaccionar se separa del amoníaco líquido (12) y vuelve a entrar en la cámara de reacción. Al final, aproximadamente el 98% de la mezcla de gas original reacciona para formar amoniaco después de un número suficiente de ciclos.