Síntese do Amoníaco e Balanço Energético

Obtenção do amoníaco Actualmente o processo de Haber é o mais importante método de obtenção de amoníaco. Fritz Haber recebeu o Prémio Nobel da Química de 1919 pelo desenvolvimento deste processo de síntese. Os gases nitrogénio e hidrogénio são combinados directamente a uma pressão de 20 MPa e à temperatura de 500ºC, utilizando o ferro como catalisador. N2 (g) + 3 H2(g) → 2 NH3(g) O azoto é obtido do ar atmosférico. O hidrogénio a partir do gás natural.

Processo industrial de síntese de Haber-Bosh Fritz Haber formulou as seguintes perguntas: Como obter o maior rendimento? Como deslocar o equilíbrio no sentido directo, de forma a aumentar a produção do amoníaco? De acordo com os Princípios da Química temos que considerar 3 factores fundamentais: temperatura, pressão uso de catalisadores, (substâncias que aumentam a velocidade da reacção)

Depois de vários anos de trabalho chegou à conclusão: a pressão deve ser, entre 200 atm e 103 atm; a temperatura de 500ºC; como catalisador, uma mistura de ferro, molibdénio e óxido de alumínio. um reactor químico capaz de suportar as altas pressões de trabalho. A BASF estava muito interessada no fabrico industrial de amoníaco, encarregando o engenheiro Karl Bosch de desenhar o reactor químico, recebendo o processo o nome de síntese de Haber-Bosch.

Ficha de Trabalho “amoníaco” Questão 8-11 Ficha de Trabalho “amoníaco”

Balanço energético Em sistemas isolados Reacção exotérmica Reacção endotérmica A temperatura do sistema aumenta A temperatura do sistema diminui A energia cinética interna aumenta; a energia potencial associada às ligações diminui A energia cinética interna diminui; a energia potencial associada às ligações aumenta Reacção exotérmica R P Ep interna Einterna Ec interna

Em sistemas não isolados Reacção exotérmica Ec interna Ep interna R Einterna P P R P R Em sistemas não isolados Reacção exotérmica Reacção endotérmica Transferência de energia do sistema para a vizinhança Transferência de energia da vizinhança para o sistema A energia libertada na formação das ligações dos produtos é superior à energia absorvida na quebra de ligações dos reagentes A energia libertada na formação das ligações dos produtos é inferior à energia absorvida na quebra de ligações dos reagentes

Variação da entalpia Variação de entalpia, ΔH, mede a energia transferida entre o sistema e a vizinhança, a pressão constante Reacção exotérmica ΔH < 0 Reacção endotérmica ΔH > 0 N2 + H2 → NH3 ΔH = -92 kJ mol-1

Manual pág 32 Figura 24 Manual pág 76-77 Exercícios 51, 52, 54, 55, 57 e 59