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.

${\displaystyle {\ce {4NH3(g) + 5O2(g) -> 4NO(g) + 6H2O(l)}}}$ ${\displaystyle \Delta H=-905,2kJ/mol}$

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:

${\displaystyle {\ce {2NO(g) + O2(g) -> 2NO2(g)}}}$ ${\displaystyle \Delta H=-114kJ/mol}$

${\displaystyle {\ce {3NO2(g) + H2O(l) -> 2HNO3(aq) + NO(g)}}}$ ${\displaystyle \Delta H=-117kJ/mol}$

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

Esquematização do processo

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

${\displaystyle {\ce {4NO2(g) + O2(g) + H2O(l) -> 4HNO3(aq)}}}$ ${\displaystyle \Delta H=-348kJ/mol}$

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

• pressão entre 4 e 10 atm;
• temperatura entre 600 e 800°C.

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

${\displaystyle {\ce {4NH3(g) + 6NO(g) -> 5N2(g) + 6H2O(l)}}}$ ${\displaystyle \Delta H=-740,6kJ/mol}$

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:

${\displaystyle {\ce {2NH3(g) + 4O2(g) + H2O(l) -> 3H2O(g) + 2HNO3(aq)}}}$

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

${\displaystyle {\ce {NH3(g) + 2O2(g) -> H2O + HNO3(aq)}}}$ ${\displaystyle \Delta H=-370,3kJ/mol}$

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)