{Imagen: Instalación de un reactor de alta presión en la planta de producción de amoniaco de BASF Oppau}
Óscar Martínez Arias »
El amoniaco debe su nombre a los romanos, que lo encontraron cerca del templo de Amón, en la actual población de Luxor, Egipto. Aquel cristal blanco-grisáceo que los romanos llamaron “sal de Amón” era lo que hoy conocemos como cloruro amónico.
La sal de Amón fue un ingrediente muy importante en alquimia, utilizado por los alquimistas árabes del siglo VIII, así como por sus colegas europeos en la Edad Media. En nuestros días el amoniaco se usa principalmente como fertilizante o para la producción de fertilizantes nitrogenados (se estima que el 83% de la producción mundial de amoniaco se destina a este propósito). También se usa comúnmente como componente de productos de limpieza, como fuente de nitrógeno en fermentaciones microbianas, y como precursor de otros compuestos nitrogenados en la industria química.
Aunque el amoniaco, como tal o como alguna de sus sales, puede encontrarse naturalmente en materia orgánica en descomposición, en fumarolas volcánicas, guano, etc., la principal fuente de este compuesto para el hombre deriva de su síntesis industrial. Se estima que cada año el hombre produce industrialmente tanto amoniaco como el que se genera de manera natural en el planeta, y que el 1% de la energía producida por el hombre en el mundo se destina a la producción de este compuesto.
A lo largo de la historia, diversas personas han desarrollado procesos para la obtención de amoniaco por distintos procedimientos químicos. Así, en el siglo XV, un alquimista llamado Basilius Valentinus obtuvo amoniaco mediante el tratamiento del cloruro amónico con álcalis. Años más tarde se obtuvo amoniaco de los cuernos y cascos de los bueyes, mediante destilación de los mismos y neutralización del carbonato amónico resultante con ácido clorhídrico. El amoniaco en forma gaseosa no fue aislado hasta 1774 por Joseph Priestley, aunque la composición de este entonces llamado “gas alcalino” no fue determinada hasta 11 años más tarde, por Claude Louis Bertholet.
Sin embargo, la producción de amoniaco a gran escala data de épocas mucho más recientes. Fue en 1909 cuando Fritz Haber desarrolló un proceso para obtener amoniaco a partir del nitrógeno del aire, a un ritmo de 100-125 mL por hora. La empresa química alemana BASF (Badische Anilin und Soda Fabrik; en español: Fábrica de Baden de Bicarbonato de Sodio y Anilina) compró el proceso a F. Haber, y asignó al científico Carl Bosch la tarea de llevarlo a una escala industrial. En 1910 BASF patentó el proceso y el amoniaco comenzó a producirse a gran escala en 1913 en su planta de Oppau, Alemania. Este amoniaco tuvo una enorme importancia estratégica durante la Primera Guerra Mundial, ya que en 1914 Alemania dejó de tener acceso al nitrato de Chile, en poder de los aliados. El proceso de Haber-Bosch proporcionó al bando alemán una fuente abundante de amoniaco para la fabricación de explosivos. De no haber sido por esta invención, probablemente la Triple Alianza hubiese contado con un menor potencial bélico, y este episodio dramático de la historia de la humanidad hubiese sido más corto.
F. Haber fue galardonado con el premio Nobel de Química en 1918 por la síntesis del amoniaco a partir de sus elementos. C. Bosch obtuvo el mismo galardón en 1931, junto con su compatriota Friederich Bergius, por sus contribuciones a la creación y desarrollo de los métodos químicos a alta presión. F. Haber también es recordado, tristemente, por su contribución científica al desarrollo de armas químicas. Según él mismo, “en tiempo de paz, un científico pertenece al mundo, pero en tiempo de guerra pertenece a su país”.
La síntesis de Haber-Bosch
En resumen, el proceso de Haber-Bosch consiste en la síntesis de amoniaco a partir de nitrógeno e hidrógeno, en condiciones de elevada presión (200 atm) y elevada temperatura (450-500ºC). La reacción que tiene lugar es:
N2(g) + 3H2(g) ↔ 2 NH3(g) -92,2 KJ
Para que la reacción tenga lugar se utilizan diversos catalizadores, principalmente compuestos de hierro, aunque también óxidos de aluminio y de potasio. El nitrógeno que se usa como reactivo se obtiene directamente del aire. El hidrógeno se obtiene a partir de un hidrocarburo, siendo el gas natural la materia prima más utilizada para este fin. En el caso del metano, componente principal del gas natural, la reacción que tiene lugar es:
CH4(g) + H2O(g) ↔ CO(g) + 3H2(g)
El monóxido de carbono generado debe ser eliminado. Este paso es muy importante, ya que si no se lleva a cabo podría acortar considerablemente la vida útil del catalizador. Bosch solventó este problema convirtiendo previamente el CO en CO2, y realizando posteriormente un sistema de lavados con lejías cupríferas que permiten la absorción de ambos compuestos. La conversión de CO en CO2 se produce mediante la siguiente reacción:
CO(g) + H2O(g) ↔ CO2(g) + H2(g)
El proceso de Haber-Bosch lleva utilizándose más de 100 años, y sin embargo sigue sin comprenderse por completo cómo tiene lugar la reacción de síntesis de amoniaco en la superficie de los catalizadores. El pasado mes de noviembre la revista Science publicó un artículo en el que un grupo de científicos de la Universidad de Rochester y del Instituto Max Planck de Química Bioinorgánica aportan nueva luz sobre los eventos que tienen lugar, a escala molecular, durante la síntesis de este compuesto a partir de sus elementos. “El proceso de Haber-Bosch es eficiente, pero es difícil de comprender, porque la reacción ocurre sólo en la superficie del catalizador, y esto es difícil de estudiar directamente”, afirma Patrick Holland, investigador principal del estudio.
En el último siglo, diversos estudios científicos han tenido como objeto la naturaleza de las superficies de hierro y hierro/potasio de los catalizadores utilizados, así como las cinéticas de reducción de N2. Estos estudios han concluido que el hierro está predominantemente en un estado de oxidación 0, y que el paso limitante de la reacción es la adsorción del N2 a la superficie del catalizador y la ruptura del enlace N≡N para dar lugar a iones N3- unidos a la superficie. Estos iones reaccionan posteriormente con H2 para formar los enlaces N-H. Sin embargo, debido a la dificultad de estudio de los procesos químicos de superficie, aún se desconocen cuestiones como cuántos átomos de hierro están involucrados en el proceso de ruptura del enlace N≡N, o si el potasio interactúa directamente con el N2 en este proceso de ruptura.
P. Holland y su equipo llevaron a cabo la síntesis de amoniaco en solución, no en forma gaseosa, utilizando como catalizadores compuestos solubles de hierro. Descubrieron que un determinado complejo de hierro con potasio era capaz de romper el enlace triple covalente del N2 para formar un complejo con núcleo R-Fe3N2. Los tres átomos de hierro actúan juntos en la ruptura de los enlaces N≡N. Posteriormente, el nuevo complejo reacciona con hidrógeno en medio ácido para formar amoniaco.
Hasta ahora no se había logrado llevar a cabo la síntesis de amoniaco en solución. Aunque el tradicional proceso de Haber-Bosch sigue siendo más eficiente y económico, este estudio podría servir para el desarrollo de mejores catalizadores que permitan que la reacción se produzca en condiciones de presión y temperatura más reducidas.
Para saber más:
- “Ammonia” (Wikipedia)
- “Haber process” (Wikipedia)
- “Salammoniac” /Webmineral)
- Fritz Haber (Nobelprize.org)
- Carl Bosch (Nobelprize.org)
- Biografía de Fritz Haber – La obtención de amoniaco a partir de sus elementos constitutivos
- Procédé pour la production d’ammoniaque à partir de ses éléments. Brevet d’invention. BASF. 1910
- Chemistry: New insight into 100-year-old Haber-Bbosch process of converting nitrogen to ammonia, ScienceDaily, 11 nov. 2011 (acceso: 12 dic 2011).
- Proceso Haber-Bosch para la obtención de amoniaco
- Síntesis de amoniaco usando el método de Haber-Bosch
- The Haber Bosch Process and the Era of Fertilizers
- M. M. Rodriguez, E. Bill, W. W. Brennessel, P. L. Holland:. N2 Reduction and Hydrogenation to Ammonia by a Molecular Iron-Potassium Complex. Science, 2011; 334 (6057): 780 DOI: 10.1126/science.1211906
