Biochimica - Sintesi NH3

Proprietà e usi dell'ammoniaca

L'ammoniaca è un gas incolore, tossico, dall'odore pungente caratteristico ed è molto solubile in acqua; a pressione atmosferica bolle a –33 °C. Gli usi dell'ammoniaca sono innumerevoli: è una sostanza estremamente importante in campo industriale.

• Materie plastiche
• Esplosivi
• Fertilizzanti
• Impianti frigoriferi
• Fibre sintetiche

Produzione a livello mondiale

Produzione mondiale di ammoniaca

Un po' di storia: prima degli anni 1910-1920 la gran parte dell'ammoniaca era ottenuta da:

• Distillazione del carbone fossile (che contiene 0,5-1,5% di azoto)
• Distillazione a secco di prodotti animali e vegetali contenenti azoto
• Riduzione di acido nitroso e nitriti con idrogeno
• Trattamento di sali di ammonio (estratti da miniere) ad opera di idrossidi alcalini o di calce viva

Ad oggi la quasi totalità dell'ammoniaca prodotta a livello mondiale avviene nel cosiddetto processo Haber-Bosch (implementazione industriale della reazione di sintesi diretta dell'ammoniaca a partire da azoto e idrogeno):

N + 3H₂ ⇌ 2NH₃

Altri processi differiscono per la pressione a cui si fa avvenire la reazione.

Fritz Haber Carl Bosch

Termodinamica

Reazione di sintesi dell'ammoniaca

N + 3H₂ ⇌ 2NH₃

La sintesi diretta di ammoniaca da azoto e idrogeno è una reazione spontanea? È facilmente realizzabile? Quali sono le condizioni operative da attuare per ottenere una resa accettabile? Studiamo la termodinamica della reazione!

Energia libera di Gibbs

Tutti i sistemi fisici tendono ad evolvere nel senso della minimizzazione dell'energia. Esempio: nella caduta dei gravi il processo spontaneo (caduta degli oggetti dall'alto verso il basso e non il contrario) è quello che prevede la diminuzione della funzione di stato detta energia potenziale E = mgh_pot.

Nel caso di reazioni chimiche che avvengono a pressione costante, la funzione di stato che tende a minimizzarsi è l'energia libera di Gibbs G = H – TS. Una trasformazione chimica è spontanea se:

G_finale - G_iniziale < 0
ovvero se ΔG < 0

Processo spontaneo

Caduta di un oggetto: Stato iniziale processo spontaneo ΔE_pot < 0 Stato finale

Reazione chimica: Reagenti G processo spontaneo ΔG < 0 Prodotti

Termodinamica della reazione

Per una reazione condotta a temperatura e pressione costanti, la variazione di energia libera nel passaggio da reagenti a prodotti è facilmente calcolabile a partire dalla variazione di entalpia e dalla variazione di entropia:

ΔG = ΔH – TΔS

• Variazione di energia libera
• Variazione di entalpia
• Variazione di entropia

ΔH e ΔS di reazione a 25°C

Entalpia ΔH = –92220 J/mol
N + 3H₂ → 2NH₃
A 25°C la reazione avviene con diminuzione di entalpia
Reazione esotermica

Entropia ΔS = –198 J/(mol K)
N + 3H₂ → 2NH₃
A 25°C la reazione avviene con diminuzione di entropia (infatti diminuisce il numero di molecole)

ΔG di reazione a 25°C

ΔG = ΔH – TΔS
ΔG = –92220 – (–198 * 298,15)
ΔG = –33186 J/mol << 0
Quindi a 25 °C la reazione è spontanea