Quimica, 11va Edicion - Raymond Chang-FREELIBROS-686

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Conocer los factores que alteran el equilibrio químico tiene un 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-
za un catalizador heterogéneo para acelerar la reacción (vea la 
página 603). A continuación analizaremos la reacción en equili-
brio para la síntesis de amoniaco con el i n de determinar qué 
factores se podrían manipular para aumentar el rendimiento.
 Suponga que, como un destacado químico industrial a 
principios del siglo xxi, se le pide que diseñe un procedimiento 
ei ciente para sintetizar amoniaco a partir de hidrógeno y nitró-
geno. Su objetivo principal es obtener un alto rendimiento de 
producto a un bajo costo de producción. El primer paso es exa-
minar con cuidado la ecuación balanceada para la producción 
de amoniaco:
N2(g) 1 3H2(g) Δ 2NH3(g) DH° 5 292.6 kJ/mol
Se le ocurren dos ideas: en primer lugar, dado que 1 mol de N2 
reacciona con 3 moles de H2 para producir 2 moles de NH3 en el 
equilibrio, el rendimiento de NH3 será mayor si la reacción se 
lleva a cabo en condiciones de presiones elevadas. Efectivamen-
te, éste es el caso, como se muestra en la grái ca de porcentaje 
en mol de NH3 en función de la presión total del sistema de 
reacción. En segundo lugar, la naturaleza exotérmica de la reac-
ción hacia la derecha indica que la constante de equilibrio de la 
reacción disminuirá con el aumento en la temperatura. Por lo 
El proceso Haber
tanto, para obtener el máximo rendimiento de NH3, la reacción 
deberá efectuarse a la temperatura más baja posible. La grái ca 
de la página 655 muestra que el rendimiento de amoniaco es 
mayor con la disminución de la temperatura. Una operación a 
baja temperatura (por ejemplo 220 K o 253°C) también es 
deseable por otras razones. El punto de ebullición del NH3 es de 
233.5°C, de manera que en cuanto se forme rápidamente se 
condensará a la forma líquida, y como tal, es más fácil separarlo 
del sistema de reacción (a esta temperatura, el H2 y el N2 siguen 
QUÍMICA
 en acción
0
P
or
ce
nt
aj
e 
m
ol
ar
 d
el
 N
H
3
20
40
60
80
100
4 0001 000 2 000 3 000
Presión (atm)
Porcentaje en mol del NH3 en función de las presiones totales de los gases 
a 425ºC.
Solución a) La perturbación aplicada es el calor agregado al sistema. Observe que la 
reacción N2F4 ¡ 2NF2 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 N2F4(g) Δ 2NF2(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
 aumentará al incrementarse la temperatura debido a que la concentración de NF2 se ha 
incrementado y la de N2F4 ha disminuido. Recuerde que la constante de equilibrio es una 
Kc 5
[NF2]
2
[N2F4]