جواب سوال متن صفحه 104 درس 4 شیمی دوازدهم (شیمی، راهی به سوی آینده ای روشن تر)

فریتس هابر برای طراحی این شرایط بهینه \((Fe(s)\,,\,{450^ \circ }C\,,\,200\,atm)\)، دو مفهوم متضاد یعنی «سرعت واکنش» و «میزان پیشرفت واکنش (تعادل)» را با هم آشتی داد. او بر این اساس عمل کرد:

1 تأثیر فشار (چرا 200 atm؟)

بر اساس اصل لوشاتلیه، اگر فشارِ یک سامانه در حال تعادل را افزایش دهیم، سامانه در جهتی جابه‌جا می‌شود که اثر این تغییر را خنثی کند (یعنی به سمت تولید مول‌های گازی کمتر).

در واکنش تولید آمونیاک:

\({N_{2(g)}} + 3{H_{2(g)}}\,\,\,\,\, \mathbin{\lower.3ex\hbox{$\buildrel\textstyle\rightarrow\over{\smash{\leftarrow}\vphantom{_{\vbox to.5ex{\vss}}}}$}} \,\,\,\,\,2N{H_{3(g)}}\)

در سمت چپ ۴ مول گاز (۱ مول N₂ و 3 مول H₂) و در سمت راست تنها ۲ مول گاز (NH₃) داریم.

هابر متوجه شد که با افزایش فشار (مثلاً تا 200 atm)، تعادل به سمت راست (رفت) جابه‌جا می‌شود و در نتیجه درصد مولی آمونیاک به شدت افزایش می‌یابد.

2 چالش دما و نقش کاتالیزگر (چرا 450 C و آهن؟)

واکنش تولید آمونیاک گرماده است. هابر در آزمایش‌های خود متوجه یک چالش بزرگ شد:

اگر دما را بالا می‌برد، سرعت واکنش زیاد می‌شد (تأمین انرژی فعال‌سازی)، اما طبق اصل لوشاتلیه تعادل به سمت برگشت جابه‌جا می‌شد و مقدار آمونیاک تولیدی به شدت کاهش می‌یافت.

اگر دما را پایین می‌آورد، مقدار تولید آمونیاک در حالت تعادل بیشتر می‌شد، اما واکنش آن‌قدر کُند بود که برای صنعت هیچ توجیهی نداشت.

راه حل طلایی هابر چه بود؟

او متوجه شد که «افزایش دما نمی‌تواند برای تولید آمونیاک بیشتر ثمربخش باشد.» بنابراین، تصمیم گرفت از کاتالیزگر (آهن – Fe) استفاده کند. کاتالیزگر انرژی فعال‌سازی را کاهش می‌دهد و به هابر این امکان را داد تا واکنش را در یک دمای نسبتاً پایین‌تر و بهینه‌تر \(({450^ \circ }C)\)، اما با سرعت قابل‌قبول و پیشرفتِ بسیار خوب انجام دهد.

در واقع، هابر با استفاده هوشمندانه از کاتالیزگر و فشار بالا، توانست بر محدودیت‌های دمایی غلبه کند و تعادل را به نفع تولید فراورده (NH3) به بالاترین حد ممکن برساند.