Page 684 - Quimica - Undécima Edición

QUÍMICA

en acción

El proceso Haber

onocer los factores que alteran el equilibrio químico tiene
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Cun gran valor práctico en los procesos industriales, como el
de la síntesis de amoniaco . El proceso Haber para sintetizar este
compuesto, a partir de hidrógeno y nitrógeno moleculares, utili- 80
za un catalizador heterogéneo para acelerar la reacción (vea la
página 603). A continuación analizaremos la reacción en equili- 60
brio para la síntesis de amoniaco con el fi n de determinar qué Porcentaje molar del NH 3
factores se podrían manipular para aumentar el rendimiento. 40
Suponga que, como un destacado químico industrial a
principios del siglo xxi, se le pide que diseñe un procedimiento 20
efi ciente para sintetizar amoniaco a partir de hidrógeno y nitró-
geno. Su objetivo principal es obtener un alto rendimiento de
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producto a un bajo costo de producción. El primer paso es exa- 1 000 2 000 3 000 4 000
minar con cuidado la ecuación balanceada para la producción Presión (atm)
de amoniaco:
Porcentaje en mol del NH 3 en función de las presiones totales de los gases
a 425ºC.
N 2 (g) 1 3H 2 (g) Δ 2NH 3 (g) DH° 5 292.6 kJ/mol
Se le ocurren dos ideas: en primer lugar, dado que 1 mol de N 2 tanto, para obtener el máximo rendimiento de NH 3 , la reacción
reacciona con 3 moles de H 2 para producir 2 moles de NH 3 en el deberá efectuarse a la temperatura más baja posible. La gráfi ca
equilibrio, el rendimiento de NH 3 será mayor si la reacción se de la página 655 muestra que el rendimiento de amoniaco es
lleva a cabo en condiciones de presiones elevadas. Efectivamen- mayor con la disminución de la temperatura. Una operación a
te, éste es el caso, como se muestra en la gráfi ca de porcentaje baja temperatura (por ejemplo 220 K o 253°C) también es
en mol de NH 3 en función de la presión total del sistema de deseable por otras razones. El punto de ebullición del NH 3 es de
reacción. En segundo lugar, la naturaleza exotérmica de la reac- 233.5°C, de manera que en cuanto se forme rápidamente se
ción hacia la derecha indica que la constante de equilibrio de la condensará a la forma líquida, y como tal, es más fácil separarlo
reacción disminuirá con el aumento en la temperatura. Por lo del sistema de reacción (a esta temperatura, el H 2 y el N 2 siguen

Solución a) La perturbación aplicada es el calor agregado al sistema. Observe que la
reacción N 2 F 4 ¡ 2NF 2 es un proceso endotérmico (DH° . 0), el cual absorbe calor
de los alrededores. Por lo tanto, podemos pensar en el calor como un reactivo
calor 1 N 2 F 4 (g) Δ 2NF 2 (g)

El sistema se ajustará al retirar una parte del calor agregado al experimentar una reacción
de descomposición (de izquierda a derecha). En consecuencia, la constante de equilibrio
[NF 2 ] 2
K c 5
[N 2 F 4 ]

aumentará al incrementarse la temperatura debido a que la concentración de NF 2 se ha
incrementado y la de N 2 F 4 ha disminuido. Recuerde que la constante de equilibrio es una

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