Haber-Bosch-Verfahren - Ammoniaksynthese PDF

# Haber-Bosch-Verfahren ## Ammoniaksynthese Ammoniak (NH₃) ist die technisch wichtigste Stickstoffverbindung. Es ist Ausgangsstoff für andere stickstoffhaltige Produkte wie Salpetersäure, Kunstdünger, Farbstoffe, Sprengstoffe, Kunststoffe oder Medikamente. Ammoniak wird großtechnisch aus...

# Haber-Bosch-Verfahren ## Ammoniaksynthese Ammoniak (NH₃) ist die technisch wichtigste Stickstoffverbindung. Es ist Ausgangsstoff für andere stickstoffhaltige Produkte wie Salpetersäure, Kunstdünger, Farbstoffe, Sprengstoffe, Kunststoffe oder Medikamente. Ammoniak wird großtechnisch aus den Elementen Wasserstoff H₂ und Stickstoff N₂ durch das Haber-Bosch-Verfahren hergestellt. Stickstoff und Wasserstoff stehen mit Ammoniak in einem chemischen Gleichgewicht: 3H₂ + N₂ ⇌ 2NH₃; ∆H = -246,3 kJ Bei 20° C liegt dieses Gleichgewicht weitgehend auf der rechten Seite. Trotzdem bildet sich kein Ammoniak, wenn man Wasserstoff und Stickstoff bei Zimmertemperatur mischt. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist bei dieser Temperatur so klein, dass für die Einstellung des Gleichgewichts eine unmessbar lange Zeit notwendig wäre. Die Einstellung des Gleichgewichtes kann mit Hilfe von Katalysatoren beschleunigt werden. Eine ausreichend beschleunigende Wirkung durch Katalysatoren ergibt sich bei dieser Reaktion aber erst bei einer Temperatur von über 400°C. Bei so hohen Temperaturen ist jedoch das Gleichgewicht schon stark nach links verschoben, die Ammoniakausbeute wäre sehr gering. Da aber bei der Reaktion eine Volumensverminderung eintritt, kann durch Anwendung von hohem Druck das Gleichgewicht nach rechts verschoben werden. Die Verschiebung des Gleichgewichtes gehorcht dem „Prinzip vom kleinsten Zwang" nach Le Chatelier: Wirkt auf ein chemisches Gleichgewicht ein äußerer Zwang (Druckänderung, Temperaturänderung, Konzentrationsänderung), so verschiebt sich das Gleichgewicht nach der Seite, die diesem Zwang ausweicht. Die Ausgangsstoffe bei der Ammoniaksynthese bestehen aus 3 Volumeneinheiten Wasserstoffgas und einer Volumeneinheit Stickstoffgas. Das gebildete Ammoniakgas benötigt nur 2 Volumeneinheiten. ## Technische Durchführung Ausgangsstoffe für die Herstellung von Ammoniak (Abb. 1) sind Stickstoff und Wasserstoff im Volumenverhältnis von 1:3. Stickstoff wird aus der Luft gewonnen. Der Wasserstoff kann aus Erdgas, Erdöl oder Kohle hergestellt werden. Der bei der Ammoniaksynthese verwendete eisenoxidhaltige Mischkatalysator ist erst bei Temperaturen von 450 °C bis 550 °C am wirksamsten. Um bei diesen Temperaturen noch wirtschaftlich vertretbare Anteile an Ammoniak im Gasgemisch zu erhalten, werden Drücke von 25 MPa bis 35 MPa angewendet (Abb. 3). Das kalte Synthesegas tritt unter hohem Druck oben in den Kontaktapparat ein (Abb. 2) und strömt nach unten durch den Wärmeaustauscher. Dort wird das Synthesegas im Gegenstrom vorgewärmt und danach durch Katalysatorenschichten geleitet. An den Katalysatoren erfolgt die exotherme Ammoniaksynthese. 1N₂ (g) + 3H₂ (g) ⇌ 2NH₃ (g) exotherm 4 Vol. 2 Vol. # Der Stickstoff 1. Zeichne das Atommodell (nach Bohr) für das Element Stickstoff. Beschrifte! 2. Vervollständige: * für das Element Stickstoff finde: - die Anzahl der Neutronen: 7 - die Anzahl der Außenelektronen: 5 - die Atommasse: 14 u - die Anzahl der Nukleonen: 14 - die Hauptgruppennummer: 5 - die Anzahl der Schalen: 2 - die Elektronenschreibweise nach Lewis: N. * Der Steckbrief von Stickstoff N₂ - **Eigenschaften** - Farbe: farblos - Aggregatzustand: gasförmig - Geruch: geruchlos - Brennbarkeit: nicht brennbar - Eine Flamme wird darin erstickt! - **Verwendung** - Verpackung von Lebensmitteln - Kältemittel (flüssiger Stickstoff) * Für das Stickstoffmolekül finde: - die Elektronenschreibweise: N≡N - ΔEN: 3,0 - 5,0 = 0 - die Art der Bindung: Dreifach-Atombindung # Umkehrbare Reaktionen Viele chemische Reaktionen sind umkehrbar. Hin- und Rückreaktion laufen gleichzeitig ab. Dieses Sachverhalten kennzeichnet man durch das Symbol ⇌ (Doppelpfeil), es tritt der Gleichgewichtszustand ein. **Dynamisches Gleichgewicht** Im dynamischen Gleichgewicht laufen Hin- und Rückreaktion mit gleicher Geschwindigkeit ab. Geschwindigkeit der Hinreaktion = Geschwindigkeit der Rückreaktion ## Die Wirkung von Katalysatoren Katalysatoren sind Stoffe, die chemische Reaktionen auslösen oder beeinflussen, ohne selbst dabei verbraucht zu werden. Ein Beispiel ist Platin. An fein verteiltem Platin kann Wasserstoff entzündet werden (Bild 9). An geeigneten Katalysatoren können Teilchen miteinander reagieren, die ohne Katalysator gar nicht oder erst nach ausreichender Aktivierung miteinander reagieren würden. Katalysatoren setzen die erforderliche Aktivierungsenergie herab. Die Bilder 10 und 11 zeigen, wie sich das vorstellen kann. Viele chemische Reaktionen können durch geeignete Katalysatoren beeinflusst werden. Ein Beispiel zum Umweltschutz ist der Katalysator zur Entgiftung der Autoabgase (Bild 8). Biokatalysatoren oder Enzyme beeinflussen und ermöglichen oft erst die Stoffwechselvorgänge (biochemische Reaktionen) in lebenden Organismen. ## Einfluss von Katalysatoren auf chemische Reaktionen Im Diagramm ist modellhaft die Energie für eine chemische Reaktion mit und ohne Katalysator dargestellt. Erläutere die Abbildung. 1. Bei Verwendung eines Katalysators wird die Aktivierungsenergie herabgesetzt. 2. Damit verläuft die Reaktionsgeschwindigkeit schneller. 3. Die chemische Energie der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte bleibt konstant. ## Vergleiche den Verlauf einer chemischen Reaktion, die einmal mit und einmal ohne Katalysator durchgeführt wird. Vervollständige die Tabelle, indem du jeweils eines der Zeichen „<“, „>“, „=“ oder „>“ einsetzt. | | mit Katalysator | ohne Katalysator | |:---:|:---------------------------------------:|:---------------------------------------:| | v | > | < | | m | = | = | | m/t | > | < | | E_A | < | > | | E | = | = | ## Merkmale und Verlauf chemischer Reaktionen **Katalysatoren** sind Stoffe, die Reaktionen auslösen/freilassen! Sie gehen z. B. Zwischenverbindungen ein und setzen dadurch die Aktivierungsenergie herab. Bei der Reaktion werden sie selbst nicht verbraucht und können nach der Reaktion unver ändert vorliegen. # Ammoniakgleichgewicht Bei der Synthese von Ammoniak handelt es sich um eine _Gleichgewichtsreaktion_. Die Ausgangsstoffe reagieren zu den Produkten und die Produkte können sofort wieder zu den Ausgangsstoffen reagieren. _Hinreaktion_ und _Rückreaktion_ laufen also gleichzeitig ab. Wenn beide Reaktionen gleich schnell verlaufen, befindet sich das System in einem chemischen Gleichgewicht, denn die Konzentration der Ausgangsstoffe und der Produkte ändern sich nicht mehr. In der Reaktionsgleichung verwendet man dann Reaktionspfeile in beide Richtungen, den _Gleichgewichtspfeil_. **Wortgleichung:** Stickstoff + Wasserstoff ⇌ Ammoniak **Summengleichung:** N₂ (g) + 3H₂ (g) ⇌ 2NH₃ (g); exotherm **Oxidationszahlen:** - 0 0 - III + I Die Lage eines chemischen Gleichgewichts ist reaktionsspezifisch. Sie hängt außerdem von der _Konzentration_ der Reaktionspartner und bei Gasreaktionen auch vom _Druck_ ab. Die Verschiebung des Gleichgewichts gehorcht dem „Prinzip vom kleinsten Zwang" nach Le Chatelier: Die Störung eines chemischen Gleichgewichts durch Änderung der _Reaktionsbedingungen_ führt zu einer Verschiebung des Gleichgewichts in die Richtung, die der Störung entgegenwirken: * Bei _Erniedrigung_ der Temperatur wird die energieliefernde, _exotherme_ Reaktionsrichtung begünstigt. Eine _Erhöhung_ der Temperatur verschiebt das Gleichgewicht in die _endotherme_ Richtung. * Bei _Erhöhung_ der _Konzentration_ eines Reaktionspartners verschiebt sich das Gleichgewicht so, dass dieser Stoff teilweise _verbraucht_ wird. * Bei _Erhöhung_ des _Drucks_ wird das Gleichgewicht auf die Seite verschoben, auf der _weniger_ gasförmige Teilchen vorliegen. Die Synthese von Ammoniak aus den Elementen ist _exotherm_ und die Anzahl der Teilchen verringert sich. Die Bildung von Ammoniak wird deshalb durch _hohen_ Druck und _geringe_ Temperatur begünstigt. Bei dem großtechnisch angewandten Haber-Bosch-Verfahren arbeitet man in Gegenwart von _Katalysatoren_ bei einer Temperatur von 450°C und einem Druck von 200 bar. ## Kurz und mannhaft 1. Tragen Sie in das vereinfachte Schema zur Ammoniaksynthese die Nummern ein, die zu den Begriffen gehören: - Kontaktofen - Kompressor - Katalysator - Kühler - Wasser - Wasserdampf - Tiefkühler - Ammoniak (1) - Stickstoff und Wasserstoff - Synthesegemisch: Wasserstoff (H₂) und Stickstoff (N₂) 2. Beschreiben Sie anhand der nebenstehenden Abb. den Weg der Ausgangsstoffe bis zur Abtrennung des gebildeten Ammoniaks. 3. Erläutere das bei der Ammoniaksynthese verwendete _Kreislaufprinzip_. 4. Interpretiere die Änderung der Volumenanteile an NH₃ in Abhängigkeit von der Temperatur beim Druck von 30MPa (s. Abb. 3). 5. Erläutere den _Wärmeaustausch_. 6. Vergleiche die Bedingungen, die man bei Haber-Bosch-Verfahren berücksichtigen muss (Theoretisch vs praktisch). # Haber-Bosch Verfahren ## Ammoniaksynthese Das Gasgemisch aus Wasserstoff, Stickstoff und Ammoniak nimmt die _Temperatur_ an. Das heiße Gasgemisch gibt dann im _Wärmeaustauscher_ seine Wärme an das entgegenströmende kalte Synthesegas ab. Das aus dem Kontaktapparat ausströmende Gasgemisch besteht zu etwa einem Fünftel aus _Ammoniak_, das durch _Verflüssigung_ entfernt wird. Die noch nicht umgesetzten Gase _Stickstoff_ und _Wasserstoff_ werden mit frischem Synthesegas angereichert und im _Kreislauf_ dem Kontaktapparot erneut zugeführt. ## Die Ammoniaksynthese Die Ammoniaksynthese wird in einem _Kontaktapparat_ bei 450 °C bis 550 °C und 25 MPa bis 35 MPa durchgeführt. ## Technische Arbeitsweisen Aus ökonomischen Gründen werden bei der Herstellung von Ammoniak die _kontinuierliche Arbeitsweise_ und der _Wärmeaustausch_ im _Gegenstrom_ angewendet. Durch die Nutzung des _Kreislaufprinzips_ gelingt es, Stickstoff und Wasserstoff verlustarm zu Ammoniak umzusetzen. ## Der Gleichgewichtszustand Hat eine chemische Reaktion ein Gleichgewicht erreicht, so sind alle an der Reaktion beteiligten Ausgangs- und Endstoffe gleichzeitig vorhanden und ihre Konzentrationen ändern sich nicht mehr. ## Geschwindigkeit der Hinreaktion = Geschwindigkeit der Rückreaktion Die Reaktionsgeschwindigkeit gibt an, wieviele Teilchen pro Zeiteinheit in einer chemischen Reaktion umgesetzt werden. ## Prinzip von Le Chatelier Übt man auf ein im Gleichgewicht befindliches chemisches System Zwang aus durch Zufuhr bzw. Entzug von Wärme, durch Änderung des Volumens (Druckänderung) oder der Stoffmengen, so verschiebt sich das Gleichgewicht in die Richtung, in der die Folgen des Zwanges (Temperatur, Druck- und Konzentrationsänderung) verringert werden.