Domanda:
Perché il processo Haber viene eseguito a temperature così elevate?
FilFul
2016-01-06 19:51:36 UTC
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Su larga scala, l'ammoniaca viene preparata tramite il processo Haber:

$$ \ ce {N2 (g) + 3H2 (g) ->2NH3 (g)} \ qquad \ Delta _ \ mathrm {f} H ^ \ circ = -46.1 ~ \ mathrm {kJ \ cdot mol ^ {- 1}} $$

Le condizioni ottimali per la produzione di ammoniaca sono una pressione di $ 200 ~ \ mathrm { atm} $ e una temperatura di circa $ 700 ~ \ mathrm {K} $.

Il processo è ovviamente esotermico e $ 700 ~ \ mathrm {K} $ non è affatto una temperatura bassa. La temperatura non dovrebbe essere molto più bassa per una produzione ottimale di ammoniaca?

Correlati: [Reazioni esotermiche ad alta temperatura e equilibrio chimico] (http://chemistry.stackexchange.com/q/19877/7951)
Tre risposte:
Jan
2016-01-06 20:23:12 UTC
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Come altri hanno sottolineato, è puramente cinetica, ma potresti ancora chiederti perché.

Affinché una reazione si verifichi effettivamente (in entrambe le direzioni) e quindi che venga raggiunto un equilibrio, tu necessità di superare l'energia di attivazione. Nel caso del processo Haber-Bosch, ciò comporta la rottura del triplo legame $ \ ce {N # N} $ altamente stabile. Anche con i catalizzatori usati, l'energia richiesta per rompere $ \ ce {N2} $ è ancora enorme. Pertanto, una temperatura più bassa può dare una resa migliore di ammoniaca teoricamente (ovvero basata sull'equilibrio e su considerazioni di Le Châtelier) ma la velocità di reazione sarebbe molto più lenta.

Anche se si considera un processo batch per la generazione di ammoniaca (che, come sottolinea orthocresol, non è il caso), è più efficiente eseguire due batch nella metà del tempo per due set da $ 15 ~ \ % $ rispetto all'esecuzione di un singolo batch per il doppio del tempo per ottenere un rendimento complessivo di forse (nota: questo rendimento è una stima approssimativa) $ 25 ~ \% $ - con una dimensione del lotto in cui $ 1 ~ \% $ rendimento è equivalente a $ 100 ~ \ mathrm {kg} ~ \ ce {NH3} $, due corse a temperatura più alta danno $ 3 ~ \ mathrm {t} \ \ ce {NH3} $ e una corsa a temperatura più bassa $ 2.5 ~ \ mathrm {t} \ \ ce {NH3} $ nello stesso lasso di tempo.

Penso che l'ultima parte potrebbe non riflettere necessariamente con precisione i numeri. Se si assume che la resa percentuale sia della forma $ B e ^ {C / T} $, il tempo per eseguire un batch è $ A e ^ {E / T} $ e la resa percentuale finale desiderata è un dato numero $ p $, quindi l'intero processo richiede tempo $ \ frac {p A e ^ {E / T}} {B e ^ {C / T}} $. La dipendenza qui da $ T $ dipende da come $ E $ e $ C $ si confrontano tra loro. (So ​​che le mie formule sono troppo semplificate.)
@Ian L'ultima parte sicuramente non riflette accuratamente i numeri, poiché è una stima approssimativa. Se hai buoni numeri, per favore condividi!
Scusa, non intendo i numeri esatti, intendo il modo in cui andrebbe il calcolo se avessi i numeri esatti. C'è una concorrenza non banale tra il rendimento per corsa e il tempo necessario per eseguire una corsa. In particolare, se $ \ Delta H $ è sufficientemente negativo rispetto a $ E_a $, allora (almeno in base alla mia euristica sopra), la cosa migliore da fare sarebbe fare una singola corsa molto fredda. (Ovviamente, una volta che iniziamo a parlare di "molto freddo", le stesse ipotesi che rendono sensate queste euristiche iniziano a venire meno.)
@Ian Va bene ... Tutto quello che so del processo Haber-Bosch è che è stato praticato per circa un secolo ormai e che le condizioni utilizzate sono probabilmente già ottimizzate a un decimo di grado centigrado ... Quindi, come ho detto, stavo davvero solo lanciando numeri là fuori per dimostrare che cercare la massima resa in lotti non è necessariamente una buona cosa ^^
Quindi lasciatemi riassumere questo. Se alziamo la temperatura, secondo il principio di Le Chatelier, l'equilibrio si sposterà all'indietro, sebbene la velocità di reazione aumenti. E abbassando la temperatura, secondo il principio di Le Chatelier, l'equilibrio si sposterà in avanti, ma la velocità sarà troppo lenta, giusto?
AililileeaCMT Sì.
orthocresol
2016-01-06 20:12:59 UTC
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La risposta ha principalmente a che fare con considerazioni cinetiche, come sottolinea aml. Voglio sottolineare un'altra cosa.

In un tipico ambiente industriale, non si mescola semplicemente $ \ ce {N2} $ con $ \ ce {H2} $ a un certo $ T $ e $ p $, raccogliere l'ammoniaca e gettare via i reagenti inutilizzati. Sarebbe orribilmente inefficiente.

Greenwood & Earnshaw, Chimica degli elementi (2a ed) scrive:

Il gas che lascia i letti del catalizzatore contiene circa $ 15 \% ~ \ ce {NH3} $; questo viene condensato dalla refrigerazione e il gas rimanente viene miscelato con più gas di sintesi in entrata e riciclato.

Il "gas di sintesi" di cui parlano è una miscela di $ \ ce {H2} $ e $ \ ce {N2} $ che viene prodotto di recente tramite una serie di reazioni.

Quindi, a prima vista, la "resa" è assolutamente spazzatura. Ma il riutilizzo dei reagenti consente di ottenere rendimenti complessivi elevati (anche se con più passaggi).

Una visualizzazione schematica del processo da Chemguide: http://www.chemguide.co.uk/physical/equilibria/haberflow.gif
aml
2016-01-06 20:02:39 UTC
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Anche se è vero che il processo Haber sarebbe molto più efficiente a una temperatura più bassa, viene eseguito a una temperatura più alta perché avviene molto più velocemente a una temperatura più alta e mentre l'industria vuole un processo efficiente, hanno anche bisogno che accada abbastanza veloce da essere commercialmente fattibile.

Quindi hai ragione, ma è un esempio di realtà pratiche che vengono prima degli ideali teorici. L'uso della parola ottimo è fuorviante in questo contesto



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