Synthèse de l'ammoniac et l'acide nitrique

A. L'AMMONIAC

I. Introduction

L'ammoniac a été observé lors de la réaction de l'ammonium naturel en présence de Chaux
2NH4Cl + CaO  CaCl2 + 2NH3 + H2O

Actuellement, la synthèse est fondée la réaction direct entre l'ammoniac et l'azote, en présence du fer comme catalyseur
N2 + 3H2  2NH3

La réaction exothermique, par conséquent l'équilibre se déplace dans le sens défavorable à la synthèse de NH3. Par ailleurs, en dessous de 500°C, c'est la cinétique de la réaction qui est faible. II. Aspects thermodynamique de la réaction de synthèse de NH3

N2 + 3H2  2NH3
Enthalpie de formation à 298°C = -46Kj.mol-1
Réaction exothermique
Le nombre de mole passe de 4 à 2

N2
H2
NH3
ΔH°f J.mol-1
S°f J/K.mol
Cp
0
191.5
29.5
0
130.6
28.8
-46300
192.3
35.1

ΔrH° = -92600 J.mol-1, ΔrS° = -198.9 J/K.mol-1
Dans l'approximation d'Ellingham, en supposant que ces paramètres sont indépendants de la température, nous obtenons:
ΔG°(T) = -92600 + 198.9T (J/mol-1)

Le système est trivalent
V = n - 2 -  = 3-1+2-1=3
Alors pour définir le système, trois variables doivent être déterminés (P, T et la pression partielle de l'un des constituants)

La constante d'équilibre de la réaction est le suivant

ΔrG°= -RTLogKp, LogKp = -ΔG°/RT = 11137/T - 23.9

La température d'inversion est de 456 K, soit 183°C. Mais à cette température, la vitesse de la réaction est nulle. Le plus souvent, on opère vers 500°C : ΔrG°(773)=75770.6j pour deux moles d'ammoniac formé. Et Kp=7.58.10-6, donc extrêmement faible.
La réaction est exothermique dans le sens 1, donc Si on abaisse la température, la réaction est favorisée dans le sens 1
Si on augmente la pression totale, on favorise la réaction dans le sens de la synthèse de NH3, dans le sens de la diminution du nombre de mole
Variation de Kx avec P

Pour que Kx = 1, il faut obtenir une pression de fonctionnement de :

En général, on travaille entre 500 et 1000 bars. Pour 700 bars,Kx=3.714
Influence de la