Si coloca nitrógeno diatómico (N2) e hidrógeno diatómico (H2) juntos, la energía de activación relativamente alta requerida evitará que se convierta más que un rastro de NH3. Es una reacción reversible, por lo que habrá un punto de equilibrio y no favorecerá el amoníaco en condiciones atmosféricas.
El cambio de energía libre de Gibbs a amoníaco es de -92 kj / mol, mientras que el cambio de energía libre de Gibbs a agua líquida es de -237 kJ / mol con una energía de activación mucho menor, por lo que puede ver dónde es más probable que el H2 reaccione en la atmósfera. Estas dos reacciones explican por qué el H2 es tan raro en nuestra atmósfera y por qué el H2O es mucho más común que el NH3, a pesar de que hay más de 3 veces más N2 que O2 en nuestra atmósfera.
Ahora, creo que lo que realmente quieres saber es por qué, si la reacción se favorece termodinámicamente, es el equilibrio tan pesado hacia N2 y H2 en condiciones atmosféricas. La respuesta es (entre otros factores) la energía de activación y el tamaño del reactivo.
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Piensa en una molécula H2. Esta es la más pequeña de todas las moléculas multi-atómicas posibles. 14.7 psia no es una presión particularmente alta, por lo que no están exactamente densamente empaquetados. El N2 no es mucho más grande en comparación con todas las moléculas posibles en nuestra atmósfera. Y, ninguno posee un área discreta o incluso de carga parcial. Esto significa que la posibilidad de que interactúen es puramente la probabilidad de que choquen. Esto no es genial. Podrías calentar las cosas para que se muevan más rápido, ¡pero espera! El Principio de Le Chatelier nos dice que para alterar el equilibrio tenemos que alejar las condiciones de los efectos termodinámicos y molares de la reacción. Si la reacción de N2 con H2 desarrolla calor, tenemos que BAJAR la temperatura para favorecer su conversión en amoníaco.
Está bien, pero ahora hemos hecho que la posibilidad de colisión sea aún menos probable al eliminar la energía de nuestras moléculas, lo que tampoco ayuda con la energía de activación (la ‘joroba’ inicial que tenemos que superar para comenzar la reacción). Bueno, podríamos aumentar la presión. ¿Qué diría Le Chatelier sobre eso? Como pasar de 2 moléculas a 1 molécula disminuiría la presión, luego elevar la presión empujaría el equilibrio hacia la formación de NH3. Ok, genial! Entonces, ¡lo que necesitamos hacer para cambiar el equilibrio a la formación de NH3 es bajar la temperatura y aumentar la presión!
De acuerdo, todavía tengo el problema de que dependemos de colisiones aleatorias aquí. ¿Hay alguna manera de aumentar las posibilidades de contacto y reducir potencialmente la energía requerida para la conversión? Bueno, sí, y ahí es donde entra Haber. Podemos agregar un catalizador. El catalizador no reacciona por sí mismo (o, si lo hace, termina en la misma forma en que comenzó), pero ayuda a que los reactivos se alineen o se unan o de alguna otra manera facilita la cinética de la reacción. El hierro con potasio es el catalizador aquí.
Incluso con baja temperatura, alta presión y un catalizador, no logrará una conversión del 100%. En realidad, tendrá que separar el amoníaco formado y reciclar su N2 y H2 para obtener algo parecido a eso. Pero, lo único que no tendrá que hacer es saltar obstáculos para tomar algo y hacer otra cosa que no sea favorecida termodinámicamente. Hacer eso (electrólisis de agua o fundición de aluminio a partir de óxido de aluminio, por ejemplo) es MUCHO más complicado que simplemente enfriar gases, presurizarlos y ponerlos en contacto con un catalizador.
