Historia y química detrás de la síntesis del producto que ha ayudado a alimentar el planeta: el amoníaco

La evolución de los seres humanos siempre se ha sustentado sobre 2 pilares fundamentales, que como son la alimentación y la energía. Los macronutrientes que favorecen el desarrollo de las plantas son el Nitrógeno (N), Fosforo (P) y Potasio (K). Es por ello que, el uso de fertilizantes con base en N, ha supuesto un aumento de la producción agrícola de la tierra, gracias a proporcionar los nutrientes esenciales para potenciar su crecimiento. Consecuentemente, la Tierra ha padecido un aumento exponencial de la población humana pasando de los 2000 M de habitantes en 1930, a 8000M en 2023.

Desde el origen de los tiempos, el empleo de los excrementos de los animales como abono natural ha sido una constante, dado que era evidente el efecto potenciador que tenía en el crecimiento de las plantas. Sin embargo, fue el químico alemán Fritz Haber quien consiguió la manera de utilizar el nitrógeno del aire para desarrollar la síntesis de amoníaco (NH₃), hecho que le valió el prestigioso Premio Nobel de Química de 1918. De esa manera, se dejó de lado el uso del abono natural, para evolucionar hacia la era de los abonos artifíciales. Por el camino, Chile fue uno de los países más perjudicados, porque por aquel entonces fue quien exportaba la materia prima necesaria.

Posteriormente, fue Carl Bosch quien permitió escalar el proceso, derivando todo ello en la industrialización de la síntesis de amoniaco. Por corolario, en 1931 le fue otorgado el premio Nobel de Química, compartido con Friedrich Bergius, por el descubrimiento y desarrollo del método de síntesis química a alta presión.

El amoníaco

El precursor necesario que se usa para generar fertilizantes en base N es el amoníaco (NH₃), para posteriormente, obtener productos como nitrato amónico, sales amónicas y urea. En la siguiente gráfica podéis observar la evolución de la producción de amoníaco, quedando patente como tras el descubrimiento del proceso Haber-Bosch la producción anual ha aumentado de manera progresiva en los últimos 80 años.

En la siguiente ilustración podéis observar la distribución geográfica del amoniaco a nivel mundial.

En 2020, de las 185 MT de amoníaco producidas, el 72 % dependió del reformado con vapor a base de gas natural (SMR), el 26 % de la gasificación del carbón, alrededor del 1 % de los productos derivados del petróleo y una fracción de punto porcentual de la electrólisis. En la siguiente tabla podéis comprobar el origen de las energías involucradas en la síntesis del amoniaco.

Quedando claro, que los actuales métodos de producción de amoniaco necesitan urgentemente descarbonizarse. Ya que, mediante el reformado con vapor a base de gas natural (SMR) se emiten 1,8 T CO₂/ t NH₃, y mediante la gasificación del carbón, 3,2 t CO₂/ t NH₃.

1 N₂ + 3 H₂ <—> 2 NH₃

¿Pero que se necesita para fabricar amoníaco?

Si entramos en la química de la síntesis de Haber-Bosch, se emplea nitrógeno (N₂) obtenido del aire e hidrógeno gris proveniente del reformado del gas natural (GN), para mediante una reacción reversible y exotérmica (ΔH a 298K = -45.7kJ/mol), producir amoniaco.

(Aclaración para los lectores@s menos técnic@s, si una reacción es reversible, nos indica que el producto puede volver a formar los reactivos originales (En cambio, cuando la reacción es irreversible, no hay marcha atrás una vez formado el producto). Si la reacción es EXOtérmica (Entalpia negativa), libera calor al llevarse a cabo (En cambio, cuando la reacción es ENDOtérmica, la reacción necesita de calor externo para que pueda suceder).

En la siguiente ilustración podréis observar el mecanismo paso a paso para la formación del NH₃.

La reacción va acompañada de una disminución de volumen, porque se da una disminución en el número de moles de gas de 4 (1N₂ + 3 H₂ de los coeficientes estequiométricos) a 2 (2 NH₃).

Por el principio de Le Chatelier sabemos que:

-La disminución de la temperatura hace que la posición de equilibrio se desplace hacia la derecha, lo que resulta en un mayor rendimiento de amoníaco, ya que la reacción es exotérmica (libera calor), y una menor temperatura indica que estamos retirando ese calor que se ha generado intrínsicamente.

-El aumento de la presión hace que el equilibrio se desplace hacia la derecha, lo que resulta en un mayor rendimiento de amoníaco, ya que, favorecemos la interacción entre el nitrógeno e hidrógeno.

En las siguientes gráficas podemos observar numéricamente el efecto del principio de Le Chatelier.

Por lo tanto, la síntesis de amoníaco según la ecuación es una reacción en equilibrio que se ve favorecida por la baja temperatura y la alta presión.

Pero solo hemos analizado una cara de la moneda: la termodinámica. Pero no sabemos nada de la cinética, es decir, de la velocidad con la que se dé la reacción. Como podemos observar en la siguiente imagen, aunque el amoníaco se encuentre en un estado energético más estable (más abajo que los reactivos), requiere de una activación de energía importante para dar el paso.

Los catalizadores entran en juego

Aunque alguien puede pensar, Ager, aquí hay truco. A temperatura ambiente, no se disocia el nitrógeno (N₂), se requiere de temperaturas de alrededor de 3000ºC, y 1000ºC para el caso del hidrógeno (H₂). Y como hemos visto previamente, el aumento de la temperatura no favorece la síntesis del producto (en este caso amoniaco).

Para eso existen los catalizadores, que no modifican la termodinámica, sino que minimizan la energía (Ea, Energía de activación) necesaria para llevar a cabo la reacción. Asier Aranzabal, profesor ingeniería química de la Universidad del País Vasco (EHU/UPV), me explicó un día que él en las clases de Universidad empleaba el símil de una carrera olímpica de vallas. La barrera cinética son las vallas. Si las vallas son demasiado altas, y nuestro pie no alcanza a superarlas. Para eso empleamos los catalizadores, que nos permiten reducir la barrera cinética. Algo así como, reducir la altura de la valla, permitiéndonos superar con más facilidad y correr más ( + velocidad = + cinética) para alcanzar las condiciones del equilibrio termodinámico que hemos descrito previamente.

Por lo tanto, la síntesis industrial del amoníaco suele llevarse a cabo a una temperatura alta (400-650°C) y una presión (100-400 bar) en presencia de un catalizador de hierro. Lo que permite que, la reacción ocurra a una velocidad que sea económica para la producción industrial. Cabe destacar, que existen otros catalizadores que mejoran la actividad, permitiendo reducir parámetros claves como la temperatura o presión de operación.

Para finalizar con esta publicación, resaltaré como podréis observar en la siguiente, que, en condiciones normales de operación, solo una pequeña proporción de hidrógeno se convierte en amoníaco después de un ciclo a través del reactor. Un condensador separa el amoníaco del hidrógeno restante, este último se recicla a través del reactor hasta que prácticamente todo (> 98 %) el hidrógeno y la mayor parte del nitrógeno (alrededor del 95 %) se convierte en amoníaco.

Por no hacer demasiado extenso este artículo, este análisis tendrá una segunda parte que te permitirá tener una visión global de este carrier de H₂, donde entraré en los productos que se fabrican gracias al amoníaco. Análogamente, analizaremos el impacto de la crisis energética sobre algunos derivados del amoniaco. Así como, el comercio internacional de este “building block” y los puertos mundiales donde se carga o descarga el producto.

Ager Prieto Elorduy es analista del sector energético. Ingeniero de procesos en la Ingeniería española Sener.