La síntesis del amoniaco se lleva a cabo mediante el proceso Haber-Bosch, el cual involucra la reacción del nitrógeno y el hidrógeno a altas presiones (superiores a 300 atm), temperaturas entre 400-500°C y en presencia de catalizadores metálicos. Este proceso permite obtener amoniaco de manera industrial a partir de los elementos constituyentes del aire y el gas natural, y ha sido fundamental para la producción de fertilizantes sintéticos.

1. EQUILIBRIO QUÍMICO

2. Una reacción química queda representada por una ecuación química
donde se indica:
 qué sustancias intervienen
 en qué estado de agregación se encuentran
 qué cantidad de calor se absorbe o libera en dicho proceso a través
de su ΔH.
Ejemplo:
H2 (g) + I2 (g) 2 HI(g) a 700°C ΔH > 0
Si en un recipiente cerrado, al combinarse los reactivos
alcanzan la energía suficiente para dar los productos, la reacción
ocurre de izquierda a derecha. Como están todas las sustancias
mezcladas, análogamente a lo que ocurre con los reactivos puede
ocurrir con los productos. De modo que si el choque entre sus
moléculas supera la energía de activación de la reacción inversa, estos
se descomponen regenerando los reactivos, entonces se dice que la
reacción es reversible y se la representa con . Por ejemplo la
síntesis de yoduro de hidrógeno a 700°C
H2 (g) + I2 (g)  2 HI(g) reacción reversible a 700°C ΔH > 0


3. Si la reacción inversa ocurre en una proporción mucho menor
que la directa o si los productos no alcanzan la energía de activación
para regenerar los reactivos se dice que la reacción es completa y se la
representa con una única flecha:
2 H2 (g) + O2 (g) 2 H2O (l) ΔH < 0 Reac.total o
irreversible
Por lo tanto en un sistema cerrado, toda reacción reversible,
puede ocurrir en ambos sentidos. Por ejemplo:
H2 (g) + I2 (g)  2 HI(g) a 700°C


4. vD = kD (H2) (I2)
es directamente proporcional al
número de choques efectivos
entre las moléculas de reactivos
H2 e I2
vI = kI (HI) (HI) = kI (HI)2
es directamente proporcional al
número de choques efectivos entre
las moléculas de HI
A partir de ese instante vD=vI
Se llega a un estado de
Equilibrio Químico
 Los reactivos se transforman en productos con la misma velocidad
que los productos vuelven a transformarse en reactivos. El equilibrio es
dinámico VD = VI
 La concentración de los reactivos y productos permanecen
constantes a lo largo del tiempo. El equilibrio es de composición estable
Equilibrio Químico: Es un estado en el
cual no se observan cambios a medida
que transcurre el tiempo.

5. aA + bB cC + dD
 K define, a esa temperatura, la composición
final de la mezcla en el equilibrio cualquiera
sea la cantidad de Reactivos y Productos que
se encuentren inicialmente presentes
 En la expresión de K no intervienen sólidos ni líquidos puros ya que
la concentración de los mismos prácticamente no se modifica durante
la reacción y por lo tanto su valor por ser fijo a esa temperatura
queda incluido en el valor de la constante. Por ejemplo si C es una
sustancia sólida, la concentración de C es:
  ValorFijo
MrC
C
Densidadde
C
Densidadde
masadeC
MrC
masadeC
VolumendeC
molesdeC
C 



 Solamente intervienen las soluciones y las sustancias en estado
gaseoso expresando la concentración de las mismas en molaridad.
Para la reacción generalizada
La constante de equilibrio

6. Kc >> 1 en el equilibrio hay mucha mayor
concentración de productos que de reactivos
Kc << 1 en el equilibrio hay mucha mayor
concentración de reactivos que de productos
Kc = 1 en el equilibrio hay cantidades
apreciables de reactivos y productos
 Si todos los reactivos y productos están en una sola fase, el
equilibrio es homogéneo.
 Si algún reactivo y/o producto está en una fase diferente, el
equilibrio es heterogéneo CaCO3 (s)  CaO(s) + CO2 (g)
K= (CO2)eq

10. Para reacciones en fase gaseoso, como la presión es proporcional a la
concentración en un sistema cerrado, la expresión de equilibrio también
puede escribirse así:
Kp =
(PC
c) (PD
d)
(PA
a) (PB
b)
aA + bB cC + dD
Kc =
[C]c[D]d
[A]a[B]b
Relación entre Kc y Kp
A partir de la ley de los gases ideales
Reorganizándola, obtenemos
Conectando esto en la expresión para Kp para cada sustancia, la
relación entre Kc y Kp se vuelve
Kp = Kc (RT)n n = (moles del producto gaseoso) –
- (moles del reactivo gaseoso)
RT
V
n
P 
nRT
PV 

12. Cociente de reacción
Para una determinada reacción a A + b B  c C + d D
Se puede calcular el cociente de reacción QC
b
a
d
c
C
B
A
D
C
Q
)
(
)
(
)
(
)
(

donde las concentraciones son
las concentraciones en cualquier
instante de la reacción
QC = K concentraciones de reactivos y productos
están en equilibrio
QC > K hay mayor concentración de productos, estos
tenderán a dar reactivos hasta llegar a la nueva
situación de equilibrio
QC < K hay mayor concentración de reactivos, y entonces
estos tenderán a dar productos hasta llegar a la nueva
situación de equilibrio

16. Principio de Le Châtelier
Si a un sistema que se encuentra en equilibrio se lo somete a una
perturbación, el sistema evolucionará en el sentido que disminuya el efecto
de dicha perturbación.
Le Chatelier formuló un principio general que permite predecir cualitativamente
cómo varía la composición de un sistema en equilibrio cuando se le provoca una
perturbación. Químicamente hablando una perturbación puede consistir en
cambios de concentración, cambios de presión, cambios en la temperatura, etc.
Esto significa que si en una reacción química que se encuentra en equilibrio se
modifican la presión, la temperatura o la concentración de alguna de las especies
reaccionantes, la reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta alcanzar un
nuevo estado de equilibrio.
Es importante comprender que el principio de Le Chatelier sólo sugiere un
resultado cualitativo; no proporciona una explicación ni da datos numéricos. Para
explicar el efecto de los cambios en el equilibrio, debemos examinar sus efectos
sobre las velocidades de las reacciones directa e inversa.

17. Cambios en la concentración
Cambio
Desplazamiento del
Equilibrio hacia
Aumenta la concentración de producto(s) izquierda
Decrece la concentración de producto(s) derecha
Decrece la concentración de reactante(s)
Aumenta la concentración de reactante(s) derecha
izquierda
aA + bB cC + dD
Añadir
Añadir
Quitar Quitar

20. Cambios en volumen y presión
A (g) + B (g) C (g)
Cambio
Desplazamiento del
equilibrio hacia el
Aumenta la presión lado con menos moles de gas
Disminuye la presión lado con más moles de gas
Disminuye el volumen
Aumenta el volumen lado con más moles de gas
lado con menos moles de gas
Si hay igual número de moles gaseosos en reactivos y productos, un
cambio de P o V no altera al equilibrio

22. Cambios en la temperatura
Cambio Rx Exotérmico
Aumenta la temperatura
Disminuye la temperatura
Rx Endotérmico
frío caliente
Se desplaza hacia el sentido endotérmico
Se desplaza hacia el sentido exotérmico

23. Sin catalizador Con catalizador
Un catalizador baja Ea para ambas reacciones.
Un catalizador no cambia la constante de equilibrio o mueve el
equilibrio.
• no cambia el valor de K
• no cambia la posición de un sistema en equilibrio
• el sistema alcanzará más rápido el equilibrio
Añadiendo un catalizador

25. Principio de Le Châtelier
Cambio
Desplazamiento del
equilibrio
Cambio en la constante
de equilibrio
Concentración sí no
Presión sí no
Volumen sí no
Temperatura sí sí
Con catalizador no no

26. ΔG = - RT lnK

30. APLICACIÓN
SÍNTESIS DEL AMONIACO: EL PROCESO HABER-BOSCH

31. A pesar de su aparente sencillez, la reacción de obtención de amoniaco no
transcurre con facilidad. El nitrógeno es el gas más abundante de la atmósfera,
alcanzando un porcentaje de casi el 80 %, pero no son habituales sus compuestos
en la corteza terrestre. La reactividad del nitrógeno es mínima pero la de sus
compuestos tiene gran importancia biológica e industrial.
No fue hasta 1908 cuando el químico alemán Fritz Haber ideó el proceso de
síntesis de amoniaco a partir de sus elementos, por el que obtuvo el premio
Nobel de Química en 1918. El ingeniero alemán Carl Bosch desarrolló y diseñó el
proceso industrial, lo cual también le llevó a obtener el premio Nobel de Química en
el año 1931. Este método permitió emplear gas amoniaco en la fabricación de
abonos artificiales, que tanta influencia habrían de tener en el desarrollo de la
agricultura en todo el mundo. Las condiciones en las que se produce esta síntesis
se describen a continuación:
• Altas presiones, superiores a 300 atmósferas
• Temperaturas de compromiso, entre 400 y 500 ºC
• Uso de catalizadores férricos u óxidos de aluminio
El nitrógeno se suministra en grandes cantidades y se obtiene por destilación
fraccionada del aire licuado. El hidrógeno se obtiene haciendo reaccionar vapor de
agua con metano. En estas condiciones, alrededor del 30 % de los reactivos se
transforman en amoniaco. Los gases calientes de la cámara de reacción se enfrían
para licuar y retirar el amoniaco. De esta manera, se separan el nitrógeno y el
hidrógeno que no han reaccionado y se reciclan.