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Nitrógeno
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LABORATORIO DE QUÍMICA III

TEMA: FERTILIZANTES (QUÍMICA INDUSTRIAL)

APUNTES PARA ELABORACIÓN DE INFORME EN CLASE/DICIEMBRE 2003

La Química Industrial incluye una gran gama de procesos de fabricación que incluyen la refinación de petróleo, la preparación de metales a partir de sus menas (metalurgia) y la producción de farmacéuticos. La Química Industrial representa un campo de trabajo muy amplio, pero la discusión en esta parte del curso se limita a la producción de fertilizantes inorgánicos sintéticos.

Los ingredientes principales de los fertilizantes inorgánicos (o minerales) incluyen a los elementos Nitrógeno, Fósforo y Potasio en las formas químicas que las plantas son capaces de absorber. El análisis (o grado) de los fertilizantes inorgánicos se expresa en términos de %N, %P (como P2O5) y %K (como K2O). Si un fertilizante contiene solo uno de estos elementos esenciales, se denomina "fertilizante común". Si contiene a los tres elementos se le considera un "fertilizante completo". A pesar de que el nitrógeno en los fertilizantes minerales está en la forma de amonio o de sales de nitrato, el amoniaco anhidro y la urea también se utilizan como fertilizantes comunes.

La sustancia principal usada como fuente de fósforo es el Ca(H2PO4)2. El potasio generalmente se presenta como cluroro de potasio o muriato de potasa (su nombre antiguo). Para este informe prestaremos especial atención al nitrógeno y sus compuestos.

1) AMONIACO

El amoniaco se prepara por medio del proceso de Haber-Bosch, desarrollado por Fritz Haber y adaptado para la escala industrial por Carl Bosch en 1913. Ambos enfrentaron varias dificultades técnicas cuando intentaron adaptar el método de Haber en la planta industrial de la compañía BASF. Haber había utilizado un catalizador de osmio, muy caro y difícil de trabajar en grandes cantidades. Después de mucha experimentación, encontraron que un catalizador de hierro enriquecido con óxidos de aluminio, potasio y calcio también servía para acelerar el proceso. El catalizador se prepara "in situ" por medio de la reducción por hidrógeno del Fe3O4 contaminado con pequeñas cantidades de los otros óxidos requeridos. Debido a que se requieren altas presiones (en téminos de que el equilibrio se desplace hacia donde se forma menor cantidad de moles de gas), hubo que inventar y adaptar nuevos reactores y equipamientos de alta seguridad. Finalmente, y después de 5 años de ensayos, pudo abrirse la primera planta de producción de amoniaco. Actualmente, el proceso se sigue utilizando casi igual en todo el mundo, a casi 100 años de haberse implementado. Aunque Haber se llevó el crédito químico, Bosch fue el ingeniero químico que hizo posible la traducción del nivel de síntesis de laboratorio a escala industrial.

Química del proceso Haber-Bosch

En este proceso el nitrógeno del aire reacciona con hidrógeno a temperaturas elevadas (500-700ºC) y altas presiones (200 atm), en presencia de un catalizador mixto de hierro y manganeso. (Fe3O4-Mn).

N2(g) + 3 H2(g) ---> 2 NH3(g)

El hidrógeno que se necesita para la reacción generalmente se produce por un proceso llamado de "reformado de vapor, que consiste de la reacción entre vapor de agua con gas natural (metano, CH4) u otros hidrocarburos como el propano (C3H8), utilizando un catalizador de hierro-òxido de cromo.

CH4(g) + H2O(g) ----> 3 H2(g) + CO2

CO(g) + H2O(g) ----> H2(g) + CO2

Estos procesos amarran el costo de la producción de fertilizantes, y por lo tanto el costo de producción de alimentos también va de la mano del costo de los combustibles fósiles.

2) ÀCIDO NÍTRICO Y NITRATOS

Debido a que el amoniaco anhidro requiere de equipo especial para aplicarse en el suelo, los fertilizantes sólidos son más deseables y cómodos de usar. Uno de esos fertilizantes se prepara por oxidación de amoniaco a ácido nítrico seguida de la reacción del ácido resultante con amoniaco para formar nitrato de amonio. Casi todo el ácido nítrico que se produce cormercialmente se prepara por medio del proceso Ostwald.

Proceso Ostwald:

En este proceso el amoniaco se oxida en aire sobre un catalizador de platino a 850ºC y presión atmosférica para formar monóxido de nitrógeno (óxido nítrico), que luego se oxida a NO2 por reacción con oxígeno. La reacción del NO2 con agua produce ácido nítrico y NO, el cual se recicla pra producir más ácido nítrico.

4 NH3(g) + 5 O2(g) ----> 4 NO(g) + 6 H2O

2 NO (g) + O2(g) -----> 2 NO2(g)

3 NO2(g) + H2O(g) -----> 2 HNO3(aq) + NO(g)

El uso más abundante del ácido nítrico es en la manufactura de nitrato para fertilizantes.

HNO3(l) + NH3(g) ----> NH4NO3(s)

Otro uso de escala menor del ácido nítrico es en la elaboración de explosivos.

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