فرایند هابر

1. مقدمه و اهمیت صنعتی فرایند هابر
نیتروژن (N2) با وجود سهم 78 درصدی از جو زمین، به دلیل داشتن پیوند سه‌گانه بسیار قوی (N ≡ N) یا انرژی پیوند بالا (945kJ/mol)، ماده‌ای بسیار کم‌واکنش (بی‌اثر) است. گیاهان نمی‌توانند نیتروژن مولکولی را مستقیماً جذب کنند.
فرتز هابر، شیمیدان آلمانی، توانست با طراحی یک سامانه تعادلی و انتخاب شرایط مناسب، واکنش مستقیم \(N_{2} \)و \(H_{2} \)را برای تولید آمونیاک (\(NH_{3} \)) ممکن سازد.
2. بررسی واکنش شیمیایی و خصوصیات ترمودینامیکی
معادله واکنش تعادلی تولید آمونیاک به صورت زیر است:\[ N_{2}(g) + 3H_{2}(g) \rightleftharpoons 2NH_{3}(g) \quad \Delta H = -92 \ kJ \]ویژگی‌های کلیدی واکنش:
1. واکنش گرماده است (0>ΔH): یا پیشرفت واکنش در جهت رفت، گرمایش آزاد می‌شود.
2. کاهش تعداد مول‌های گازی: سمت راست 2 مول گاز و سمت چپ 4 مول گاز دارد
3. عبارت ثابت تعادل (K):\[ K = \frac{[NH_{3}]^{2}}{[N_{2}][H_{2}]^{3}} \]۳. مهندسی شرایط بهینه توسط فرتز هابر (بررسی ۴ عامل اصلی)

در فرایند صنعتی تولید آمونیاک، هابر ، اثرات دما، فشار، غلظت و کاتالیزگر را به طور سیستماتیک تحلیل کرد:

│ • دمای بالا ────► افزایش سرعت │ │ • دمای پایین ───► افزایش بازده │

│ • فشار بالا ────► افزایش سرعت │ │ • فشار بالا ────► افزایش بازده │

│ • کاتالیزگر ────► افزایش سرعت │ │ • خروج NH3 ────► افزایش بازده │

▼

┌──────────────────────────────────────────┐

│ شرایط بهینه هابر (دما:\(450^{\circ }C\)، فشار: 200atm) │

1. اثر دما - تضاد سینتیک و ترمودینامیک
• تحلیل ترمودینامیکی (اصل لوشاتلیه): چون واکنش گرماده است (\(0>\Delta H\)). طبق اصل لوشاتلیه:
◦ با کاهش دما، سامانه برای جبران گرما در جهت رفت (→) جابه‌جا می‌شود. در نتیجه مقدار \(NH_{3} \)و درصد بازده تعادلی افزایش می‌یابد و مقدار K بزرگ‌تر می‌شود.
• تحلیل سینتیکی (سرعت): در دماهای پایین، انرژی جنبشی مولکول‌ها بسیار کم است و تعداد برخوردهای مؤثر با انرژی بالای انرژی فعال‌سازی (Ea) شدیداً کاهش می‌یابد؛ بنابراین سرعت دستیابی به تعادل بسیار کند و غیرمقرون‌به‌صرفه می‌شود.
• راهکار و راه حل هابر: هابر یک دمای میانگین (بهینه) برابر حدود \(450^{\circ }C\) انتخاب کرد. این دما نه آن‌قدر پایین است که سرعت واکنش متوقف شود و نه آن‌قدر بالا که بازده به صفر برسد.
2. اثر فشار
• تحلیل ترمودینامیکی (اصل لوشاتلیه): سمت واکنش‌دهنده‌ها 4 مول گاز و سمت فرآورده 2 مول گاز قرار دارد.
◦ با افزایش فشار (یا کاهش حجم)، سامانه به سمت مول گازی کمتر یعنی جهت رفت (→) جابه‌جا می‌شود. این امر بازده و درصد تبدیل \(N_{2} \)و \(H_{2} \)به \(NH_{3} \)را افزایش می‌دهد.

• تحلیل سینتیکی (سرعت): افزایش فشار، غلظت گازها را افزایش داده، فواصل مولکولی را کم کرده و تعداد برخوردهای مؤثر در واحد زمان را افزایش می‌دهد (افزایش سرعت واکنش).
• راهکار و محدودیت مهندسی هابر: هابر فشار را تا حد امکان بالا برد (حدود 200atm). افزایش فشار بیشتر از این مقدار نیازمند لوله‌ها و مخازن بسیار ضخیم و گران‌قیمت یا ایمنی بالا بود که محدودیت ایجاد می‌کرد.
3. اثر کاتالیزگر— میانبر سرعتی
• نقش کاتالیزگر: کاتالیزگر اصلی مورد استفاده در این فرایند، ورقه‌ها یا پودر آهن ( \(Fe\)) است.
• تأثیر بر واکنش: کاتالیزگر با ارائه یک مکانیسم جایگزین، انرژی فعال‌سازی \( (Ea) \) واکنش‌های رفت و برگشت را به یک اندازه کاهش می‌دهد.
• نکته تعادلی مهم: کاتالیزگر سرعت رسیدن به تعادل را افزایش می‌دهد، اما:
1. موضع تعادل را تغییر نمی‌دهد.

2. درصد بازده تعادلی را تغییر نمیدهد.
3. مقدار ثابت تعادل (K) را تغییر نمیدهد.
4. اثر غلظت و جداسازی پیوسته
در شرایط بهینه (\(450^{\circ }C\) و 200 atm). بازده تعادلی واکنش حدود 15 تا 28 درصد است؛ یعنی بخش زیادی از  (\(N_{2} \)و \(H_{2} \)واکنش نداده باقی میمانند.
• ابتکار مهندسی سیستم:
هابر مخلوط گازهای تعادلی (\(N_{2} \), \(H_{2} \), \(NH_{3} \)) را وارد یک محفظه خنک کننده میکند:
الف. نقطه جوش آمونیاک (\(-33^{\circ }C\)) بسیار بالاتر از نقطه جوش (\(N_{2} \)(\(-196^{\circ }C\)) و \(H_{2} \) (\(-253^{\circ }C\))
بنابراین دمای خنک کننده را تا 40- درجه پایین میآورد و آمونیاک را از سیستم به صورت مایع خارج میکرد و همین امر باعث میشد تعادل به سمت رفت و تولید آمونیاک پیش برود.
ب. هابر علاوه بر اضافه کردن گازهای هیدروژن و نیتروژن به سیستم، مکانیسم را طوری مهندسی کرده بود که گازهای هیدروژن و نیتروژن واکنش نداده نیز مجدد به چرخه باز میگشتند و همین امر نیز سبب پیشرفت تعادل به سمت رفت و تولید آمونیاک میشد.