La sintesi dell'ammoniaca: principi fondamentali del processo Haber - WeSchool


Fra i vari detergenti presenti nelle nostre case l’ammoniaca (NH
3
) è uno dei più comuni, in quanto utilizzato per la pulizia di abiti e superfici. Spesso acquistiamo la sua versione “profumata” in modo da evitare in parte il suo odore pungente a volte insopportabile. L'ampia diffusione dell’ammoniaca sugli scaffali dei nostri supermercati è correlata alla sua semplice produzione, la quale però è stata possibile solo dopo anni di studi. La sua sintesi infatti è frutto di un’applicazione del 
principio di Le Chatelier
, ottenuta dopo diversi tentativi dal chimico tedesco Fritz Haber, che per questa scoperta ricevette nel 1918 il premio Nobel per la Chimica.





















Videolezione "Le reazioni redox e il loro bilanciamento"

























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La reazione è una 
sintesi
, che porta 1 mole di azoto molecolare (N
2
) a reagire con 2 moli di idrogeno molecolare (H
2
) per ottenere 2 moli di ammoniaca.


N
2
 (
g
 ) + 3 H
2
 (
g
 ) ⇆ 2 NH
3
 (
g
 )


 


Questa reazione è esoterma (libera energia nell’ambiente) e di conseguenza risulterà favorita dal punto di vista termodinamico. Nonostante ciò non avviene a temperatura ambiente (25°C) e a 
pressione atmosferica
 (1 atm), in quanto in queste condizioni la 
velocità della reazione
 è praticamente nulla. L’azoto atmosferico, infatti, è poco reattivo a condizioni standard, presenta una elevata stabilità e quindi è difficile fissarlo in altre molecole.


Per aumentare la velocità sarebbe necessario riscaldare l’ambiente, causando un 
aumento della temperatura
, ma in quanto reazione esoterma la reazione andrebbe verso i reagenti, decomponendo l’eventuale ammoniaca prodotta. Un altro elemento in grado teoricamente di favorire questa reazione è la pressione, in quanto un suo aumento la spinge verso questi prodotti, ma allo stesso tempo la resa di ammoniaca risulta ridotta. La reazione sfrutta infatti il principio dell'equilibrio mobile in fase gassosa (principio di Le Chatelier).


La bravura di Haber fu quella di trovare il giusto compromesso fra temperatura e pressione, brevettando un processo di sintesi dell’ammoniaca che lo rese molto ricco e famoso. Il processo, rinominato Haber-Bosch (Carl Bosh si occupò di promuovere il processo su scala industriale e ottenne i brevetti), avviene ad una temperatura fra 300 e 550°C e ad una pressione compresa tra 150 e 300 atm. Viene usato un catalizzatore opportuno, come una miscela di ferro, ossido di potassio (K
2
O) e ossido di alluminio (Al
2
O
3
), in grado di velocizzare la reazione favorendo dei fenomeni di desorbimento (ovvero il passaggio di un gas disciolto in un liquido dalla fase gassosa a quella liquida). 


L’ammoniaca viene infatti raccolta in una camera di raffreddamento a -33°C, che corrisponde alla sua temperatura di condensazione. Le molecole di idrogeno e azoto che non hanno reagito restano in fase gassosa e possono essere riutilizzate per una nuova sintesi.


La storia di Haber e dell’invenzione della sintesi dell’ammoniaca sono intrecciate con la storia tedesca della prima parte del XX secolo. A partire dall’ammoniaca si possono ottenere esplosivi come l’ammonionitrato (NH
4
NO
3
) e la nitroglicerina ( C
3
H
5
(ONO
2
)
3
 ) che hanno permesso alla Germania di essere protagonista durante la 
Prima Guerra Mondiale
. Sempre durante questo conflitto, il governo chiese ad Haber di sviluppare armi chimiche da usare sul campo di battaglia, come il cloro (Cl
2
). Tornando a utilizzi “civili” dell’ammoniaca, essa viene utilizzata per produrre acido nitrico (HNO
3
) e fertilizzanti come il nitrato di sodio (NaNO
3
). Queste molecole sono state il motivo iniziale per cui molti chimici come Haber si sono interessati a questa sintesi, in quanto molto utilizzate già nell’800.

