Processo de Ostwald

Ácido nítrico 70%.

O processo de Ostwald é um processo comercial, inventado por Wilhelm Ostwald e patenteado em 1902, usado para a produção de ácido nítrico (HNO3). O processo utiliza a amônia (NH3), produzida pelo processo de Haber-Bosch. É um dos pilares da indústria química moderna.

O nitrogênio fixado na amônia e ácido nítrico foi a chave para o desenvolvimento da produção de fertilizantes e explosivos. As fontes que originaram a utilização do nitrogênio para a produção de fertilizantes foram o guano e o salitre do Chile (NaNO3).[1]

Descrição

O processo ocorre em dois estágios, em que, no primeiro, é formado o óxido nítrico, e, no segundo, finalmente é obtido o ácido nítrico.[2]

Fase 1

A amônia é oxidada por aquecimento, na presença de oxigênio, com um catalisador (como platina com 10% de ródio, platina sobre lã de sílica fundida, cobre ou níquel[3]) para a formação do óxido nítrico (NO) e vapor de água. Essa reação é exotérmica.

4 NH 3 ( g ) + 5 O 2 ( g ) ⟶ 4 NO ( g ) + 6 H 2 O ( l ) {\displaystyle {\ce {4NH3(g) + 5O2(g) -> 4NO(g) + 6H2O(l)}}} Δ H = − 905 , 2 k J / m o l {\displaystyle \Delta H=-905,2kJ/mol}

Fase 2

O segundo estágio é realizado em um aparelho de absorção contendo água. Inicialmente, o óxido nítrico é oxidado novamente para produzir dióxido de nitrogênio (NO2). Este gás é absorvido pela água, produzindo o produto desejado (ácido nítrico, embora na forma diluída), enquanto uma parte dele é reduzida, voltando ao óxido nítrico:

2 NO ( g ) + O 2 ( g ) ⟶ 2 NO 2 ( g ) {\displaystyle {\ce {2NO(g) + O2(g) -> 2NO2(g)}}} Δ H = − 114 k J / m o l {\displaystyle \Delta H=-114kJ/mol}

3 NO 2 ( g ) + H 2 O ( l ) ⟶ 2 HNO 3 ( aq ) + NO ( g ) {\displaystyle {\ce {3NO2(g) + H2O(l) -> 2HNO3(aq) + NO(g)}}} Δ H = − 117 k J / m o l {\displaystyle \Delta H=-117kJ/mol}

O NO é reciclado e o ácido é concentrado por destilação.

Esquematização do processo

Como alternativa, se o último passo for realizado no ar:

4 NO 2 ( g ) + O 2 ( g ) + H 2 O ( l ) ⟶ 4 HNO 3 ( aq ) {\displaystyle {\ce {4NO2(g) + O2(g) + H2O(l) -> 4HNO3(aq)}}} Δ H = − 348 k J / m o l {\displaystyle \Delta H=-348kJ/mol}

As condições típicas para o primeiro estágio, que contribuem para um rendimento geral de cerca de 98%, são:

Uma eventual complicação que pode ocorrer na primeira etapa envolve a reversão do óxido nítrico de volta ao nitrogênio:

4 NH 3 ( g ) + 6 NO ( g ) ⟶ 5 N 2 ( g ) + 6 H 2 O ( l ) {\displaystyle {\ce {4NH3(g) + 6NO(g) -> 5N2(g) + 6H2O(l)}}} Δ H = − 740 , 6 k J / m o l {\displaystyle \Delta H=-740,6kJ/mol}

Essa é uma reação secundária minimizada pela redução do tempo de contato das misturas gasosas com o catalisador.[4]

Reação global

A reação geral resume todo o processo, considerando as etapas anteriores:

2 NH 3 ( g ) + 4 O 2 ( g ) + H 2 O ( l ) ⟶ 3 H 2 O ( g ) + 2 HNO 3 ( aq ) {\displaystyle {\ce {2NH3(g) + 4O2(g) + H2O(l) -> 3H2O(g) + 2HNO3(aq)}}}

Alternativamente, se o último passo for realizado no ar, desconsiderando o estado físico da água, a reação geral será:

NH 3 ( g ) + 2 O 2 ( g ) ⟶ H 2 O + HNO 3 ( aq ) {\displaystyle {\ce {NH3(g) + 2O2(g) -> H2O + HNO3(aq)}}} Δ H = − 370 , 3 k J / m o l {\displaystyle \Delta H=-370,3kJ/mol}

Referências

  1. ↑ Connor, H (1967). «The Manufacture of Nitric Acid». Platinum Metals Review. Consultado em 24 de novembro de 2019 
  2. ↑ Ostwald, Wilhelm (1903). «Improvements in and relating to the Manufacture of Nitric Acid and Oxides of Nitrogen.». Instituto Europeu de Patentes. Consultado em 24 de novembro de 2019 
  3. ↑ King, R. Bruce (2005). Encyclopedia of inorganic chemistry 2ª ed ed. Chichester, West Sussex, England: Wiley. ISBN 978-0-470-86078-6. OCLC 60348994  !CS1 manut: Texto extra (link)
  4. ↑ Weiser, Harry B., (2009). Inorganic colloid chemistry. 1 The colloidal elements. 1 [Reprint.] ed. New York: Wiley. ISBN 978-1-4067-1303-9. OCLC 1074624791  !CS1 manut: Nomes múltiplos: lista de autores (link)

Ligações externas

  • Processes for the Manufacture of Nitric Acid da International Fertiliser Society (1963)