Operaciones 1111
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PETROQUÍMICA
Curso: Petroquímica
INTRODUCCIÓN TEÓRICA
En química, el proceso de Haber o proceso de Haber Bosch es la reacción
de nitrógeno e hidrógeno gaseosos para producir amoníaco. La importancia de la
reacción radica en la dificultad de producir amoníaco a un nivel industrial.
La síntesis Haber-Bosch supone la utilización de altas temperaturas y alta presión para
combinar el hidrógeno y el nitrógeno (del aire) con miras a la producción de amoniaco
(NH3). Aunque la extracción de nitrógeno del aire no causa ningún problema de
rarefacción, el proceso anual de síntesis de 500 millones de toneladas de fertilizantes
artificiales consume el 1% de los suministros mundiales de energía y, adicionalmente,
las consecuencias sanitarias y medioambientales de la liberación de amoniaco y otros
nitratos, se han hecho evidentes desde finales del siglo XX.
En el siglo XXI, el uso del amoniaco en los procesos agroindustriales se encuentra
generalizado y los expertos calculan que el 40% de la población mundial depende de
productos agroindustriales fertilizados con abonos químicos y que este porcentaje
continúa en aumento .El proceso Haber-Bosch proporciona el 98% del nitrógeno
incorporado al suelo como fertilizantes en la agricultura mundial y se encuentra detrás
del rápido aumento de la población en el siglo XX, derivado de operaciones
agroindustriales de alto rendimiento.[ CITATION Est10 \l 3082 ].
OBJETIVOS:
Objetivo General:
Determinar las principales características de operación del Método de Haber-Bosch
para la síntesis del NH3 a partir de nitrógeno atmosférico e hidrógeno
INGENIERÍA
PETROQUÍMICA
Objetivos Específicos:
Determinar las condiciones de operación como presión, temperatura del
método de Haber-Bosch.
Establecer las reacciones y reactivos presentes en el desarrollo del método.
Determinar la eficiencia, rendimiento, y cantidad de energía requerida en el
proceso.
MARCO TEÓRICO
Originalmente el proceso fue patentado por Fritz Haber. En el 1910 Carl Bosch, que en
ese periodo trabajaba para BASF, distribuyo comercialmente de manera exitosa el
proceso y se aseguró las patentes posteriores. El proceso Haber-Bosch fue utilizado por
primera vez a nivel industrial en Alemania, durante la primera guerra mundial: el nitrato
de sodio era necesario para construir municiones bélicas; el amoniaco producido se
hacía oxidar para la producción de ácido nítrico y más tarde el ácido producido era
utilizado para fabricar diferentes nitrocompuestos explosivos usados en las municiones.
Alrededor del 78,1% del aire que nos rodea es nitrógeno molecular, N 2.
El elemento como molécula diatómica gaseosa es muy estable y relativamente inerte
debido al enlace triple que mantiene los dos átomos fuertemente unidos. No fue sino
hasta los primeros años del siglo XX cuando este proceso fue desarrollado para obtener
nitrógeno del aire y producir amoníaco, que al oxidarse forma nitritos y nitratos. Estos
son esenciales en el ácido nítrico ( HNO 3 ) y fertilizantes (ejemplo: nitrato de
NH 4 NO 4
amonio3 )).
¿
Como la reacción natural es muy lenta, se acelera con un catalizador de hierro (Fe3+) y
óxidos de aluminio (Al2O3) y potasio (K2O) permitiendo que el equilibrio se alcance con
mayor rapidez. Los factores que aumentan el rendimiento, al desplazar el equilibrio de
la reacción hacia los productos (Principio de Le Châtelier), son las condiciones de alta
presión (150-300 atmósferas) y altas temperaturas (400-500 °C),1 resultando en un
rendimiento del 10-20%.
Figura N.-1
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PETROQUÍMICA
Fuente: http://cienciascic.blogspot.com/2011/02/proceso-de-haber-bosch-sintesis-
del.html
Reacciones
La reacción Nitrógeno e hidrogeno reaccionan en proporción 1:3, a una temperatura de
350-550 ° C y a 140 – 320 atm de presión utilizando Fe3O4 como catalizador. La
reacción consiste en un equilibrio químico en fase gaseosa descrito en la siguiente
ecuación:
1 3 KJ
N 2(g )+ O2 (g) ↔ NH 3 (g) ∆ H of =−46.2
2 2 mol
La síntesis del NH3 tiene una gran importancia industrial. Sabiendo que la entalpía de
formación del amoniaco es de -46,2 kJ.mol-1
Se parte del gas natural constituido por una mezcla de hidrocarburos siendo el 90%
metano (CH4) para obtener el H2 necesario para la síntesis de NH3
Figura N.-2
Fuente: http://danielazambrano1313.blogspot.com/2014/08/proceso-cientifico-
de-obtencion-del.html
Reactivos
Desulfuración
Antes del reformado tenemos que eliminar el S que contiene el gas natural, dado que la
empresa distribuidora le añade compuestos orgánicos de S para olorizarlo.
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Reformado
Una vez adecuado el gas natural se le somete a un reformado catalítico con vapor de
agua (craqueo- rupturas de las moléculas de CH4). El gas natural se mezcla con vapor
en la proporción (1: 3,3)-(gas: vapor) y se conduce al proceso de reformado, el cual se
lleva a cabo en dos etapas
Reformador primario
El gas junto con el vapor se hace pasar por el interior de los tubos del equipo donde
tiene lugar las reacciones siguientes
Estas reacciones se llevan a cabo a 800ºC y están catalizadas por óxido de niquel (NiO),
así se favorece la formación de H2.
Reformador secundario
El gas de salida del reformador anterior se mezcla con una corriente de aire en este 2º
equipo, de esta manera aportamos el N2 necesario para el gas de síntesis
estequiométrico N2 + 3H2. Además, tiene lugar la combustión del metano alcanzándose
temperaturas superiores a 1000ºC.
Purificación
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El proceso de obtención de NH3 requiere un gas de síntesis de gran pureza, por ello se
debe eliminar los gases CO y CO2.
Etapa de conversión.
Seguidamente el CO2 se elimina en una torre con varios lechos mediante absorción con
K2CO3 a contracorriente, formándose KHCO3 según
Este se hace pasar por dos torres a baja presión para resorber el CO2, el bicarbonato
pasa a carbón liberando CO2. (Subproducto- para fabricación de bebidas refrescantes).
Etapa de metanización.
Las trazas de CO (0,2%) y CO2 (0,09%), que son peligrosas para el catalizador del
reactor de síntesis, se convierten en CH4:
Figura N.-3
Fuente: https://www.google.com.ec/search?q=reactor+pfr.
Efecto de la temperatura
Puesto que la reacción es exotérmica, según el Principio de Le Chatelier, la formación
de amoniaco se verá favorecida por una disminución de la temperatura. Sin embargo, la
velocidad de una reacción química aumenta con la temperatura, en cualquiera de los dos
sentidos; es decir, el factor cinético se favorece a elevadas temperaturas. A medida que
la temperatura disminuye, la velocidad de la reacción se hace cada vez menor y, en
consecuencia, la obtención del amoníaco no tendría interés en la práctica, ya que se
tardaría mucho tiempo para conseguir una pequeña concentración de NH 3 .
[ CITATION EXC041 \l 3082 ]
Por tanto, si se aumenta la temperatura, se aumenta la velocidad de la reacción, pero
entonces dentro del reactor hay mucho N 2 y H 2 y poco NH 3 . Si se disminuye
la temperatura, la reacción es demasiado lenta. En la práctica, se trabaja a una
temperatura de 500-600ºC y se añade un catalizador (de platino, tungsteno u óxidos de
hierro), para aumentar así la velocidad de la reacción química.
En la práctica las plantas operan a una temperatura de 400-600 ℃
Efecto de la presión
Tipo de alimentación
A pesar de todo, la formación de NH3 es baja con un rendimiento alrededor del 15%.
Los gases de salida del reactor pasan por un condensador donde se puede licuar el NH3
separándolo así de los reactivos, los cuales pueden ser nuevamente utilizados
La alimentación fresca que ingresa al sistema de conversión está compuesta de: 24,75%
de N2; 74,25 % de H2 y 1% de inertes. La concentración de inertes en el reciclaje de la
primera unidad es de 5%. La concentración de NH 3 a la entrada del primer convertidor
es de 3,5%, y a la salida del mismo de 9%. La concentración de inertes en la purga de la
tercera unidad es de 25%. El % de inertes en la purga de la segunda unidad es la
media geométrica entre los % de inertes en las purgas de la primera y de la tercera
unidad.
El 77% de la producción mundial de amoniaco emplea Gas natural como materia prima.
El 85% de la producción mundial de amoniaco emplea procesos de reformado con
N 2 24,75%
H 2 74,25% 3,5% 9%
Inertes 1% NH3 NH3
I II III
vapor.
Figura N.-4
Fuente: http://www.scienceinschool.org/es/2014/issue29/ethical_chemistry
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Energía de activación
Figura N.-5
Fuente: http://cienciarutinaria.blogspot.com/2016/02/cinetica-quimica_29.html
En un solo paso por el reactor la reacción es muy incompleta con un rendimiento del 14-
15%. Por tanto, el gas de síntesis que no ha reaccionado se recircula al reactor pasando
antes por dos operaciones,
a) extracción del amoníaco mediante una condensación.
b) eliminación de inertes mediante una purga, la acumulación de inertes es mala para
el proceso. El gas de purga se conduce a la unidad de recuperación Ar para
comercializarse CH4 se utiliza como fuente de energía N2 y H2 se introducen de
nuevo en el bucle de síntesis.
Aplicaciones
Ejemplo de producción
de las materias primas utilizada en el resto de los procesos, las cuales poseen una
capacidad de producción diaria de 370 ton. Parte de esa materia prima es utilizada para
la producción de Urea Perlada (Nitrógeno sólido al 46%), pudiendo elaborar
diariamente 580 ton. El resto se destina a la obtención de Uan (Nitrógeno líquido al
32%), cuya capacidad anual es de 500 mil ton.
Figura N.-6
Fuente: / /www.google.com.ec/searchq=Complejo+Industrial+Campana.
CONCLUSIONES.-
Bibliografía
Estupiñan Silva, R. -A., & Quesada, B. (4 de 12 de 2010). El proceso Haber-Bosch e.
Obtenido de
http://biblioteca.clacso.edu.ar/Colombia/ilsa/20130711050649/3.pdf