Procédé Haber

ï»ż
Procédé Haber

Le procédé Haber est un procédé chimique destiné à synthétiser de l'ammoniac (NH3) par hydrogénation du diazote (N2) gazeux atmosphérique par le dihydrogÚne (H2) gazeux en présence d'un catalyseur[1],[2],[3].

Le chimiste allemand Fritz Haber parvint, en 1909, à mettre au point un procédé chimique qui permettait d'extraire du diazote atmosphérique sous forme d'ammoniac liquide, c'est le procédé Haber[4],[2].

Une Ă©quipe de recherche de la sociĂ©tĂ© BASF parvint, en 1913, Ă  mettre au point la premiĂšre application industrielle du procĂ©dĂ© Haber : c'est le procĂ©dĂ© Haber-Bosch[5]. Le responsable de son industrialisation, Carl Bosch, agissait Ă  la fois comme superviseur de l'Ă©quipe et comme concepteur, apportant des solutions originales Ă  certains problĂšmes posĂ©s lors de sa mise au point[6],[7].

Le procĂ©dĂ© Haber-Bosch a une importance Ă©conomique considĂ©rable, car il est difficile de fixer l'azote, en grandes quantitĂ©s et Ă  un coĂ»t peu Ă©levĂ©, Ă  l'aide des autres procĂ©dĂ©s mis au point. L'ammoniac ainsi obtenu sert le plus souvent Ă  crĂ©er des engrais azotĂ©s synthĂ©tiques, lesquels sont essentiels pour alimenter le tiers de la population mondiale au dĂ©but du XXIe siĂšcle[8],[note 1]. Par exemple, le sel d'ammonium et le nitrate, obtenus Ă  partir de l'ammoniac, servent Ă  la fabrication de l'urĂ©e et du nitrate d'ammonium[9]. Le procĂ©dĂ© a Ă©galement une importance militaire certaine, car l'ammoniac peut ĂȘtre transformĂ© en acide nitrique, prĂ©curseur de la poudre Ă  canon et d'explosifs puissants (comme le TNT et la nitroglycĂ©rine)[10].

Quelques produits dérivés de l'ammoniac[9]
Hydrazine Hydroxylamine
↑ ↑
Ammoniac → Monoxyde d'azote → Acide nitrique
↓ ↓ ↓
Sels d'ammonium Nitrites ← Nitrates
↓ ↓
Urée Nitrate d'ammonium


Appareil de laboratoire utilisé par Fritz Haber pour synthétiser de l'ammoniac en 1909. Photographie prise en juillet 2009 au Musée juif de Berlin.

Sommaire

Histoire

Article dĂ©taillĂ© : Histoire du procĂ©dĂ© Haber-Bosch.

Bien que l'atmosphĂšre soit composĂ©e Ă  78,1% de diazote gazeux, il est chimiquement peu rĂ©actif car les atomes qui le composent sont reliĂ©s par une liaison covalente triple[11]. MĂȘme si l'azote est essentiel Ă  la croissance des ĂȘtres vivants, toutes les plantes (Ă  quelques exceptions prĂšs), tous les animaux et tous les humains sont incapables de l'assimiler directement[12]. Par contre, certaines bactĂ©ries sont capables de le fixer dans le sol ou dans les excrĂ©ments, comme le guano, le rendant ainsi disponible comme engrais[11]. À partir des annĂ©es 1820, le guano importĂ© des Ăźles Chincha permit aux agriculteurs europĂ©ens d'amĂ©liorer notablement les rendements agricoles. Lorsque ces gisements furent Ă©puisĂ©s vers la fin des annĂ©es 1860, les minĂ©raux en provenance du dĂ©sert d'Atacama, chimiquement modifiĂ©s, permirent de maintenir les rendements agricoles[13]. En 1900, le Chili produisait les deux tiers de tous les engrais consommĂ©s sur la planĂšte[12].

À partir du milieu du XIXe siĂšcle, plusieurs tentatives furent faites pour extraire le diazote de l'atmosphĂšre, certaines obtinrent le succĂšs. L'une des plus abouties fut le procĂ©dĂ© Birkeland-Eyde exploitĂ© par Norsk Hydro : pendant la PremiĂšre Guerre mondiale, cette sociĂ©tĂ© put produire annuellement jusqu'Ă  30 000 tonnes d'azote fixĂ©[11]. Également, Ă  partir des annĂ©es 1850, l'industrie du charbon parvint Ă  extraire l'ammoniac comme sous-produit lors de la fabrication du coke : elle fut le plus important producteur d'ammoniac avant la mise au point du procĂ©dĂ© Haber-Bosch, moins coĂ»teux[14].

Fritz Haber. Photographie prise en 1918.

C'est en 1909 que Fritz Haber, avec l'aide de Robert le Rossignol[15], complĂ©ta la mise au point d'un prototype de laboratoire qui mettait en lumiĂšre les principes de ce qui est appelĂ© le « procĂ©dĂ© Haber Â». Pour produire une quantitĂ© significative d'ammoniac selon l'Ă©quation chimique Ă  l'Ă©quilibre :

N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) + ΔH,

il faut dĂ©placer son Ă©quilibre vers la droite. Pour y parvenir, il faut imposer une pression Ă©levĂ©e, maintenir une tempĂ©rature faible (puisque la rĂ©action est exothermique), utiliser un catalyseur et retirer rĂ©guliĂšrement de l'ammoniac. En pratique, la rĂ©action est cependant trĂšs lente Ă  de basses tempĂ©ratures. Elle se fait donc Ă  une tempĂ©rature plus Ă©levĂ©e (environ 450 Â°C) qui permet d'obtenir une quantitĂ© apprĂ©ciable d'ammoniac dans un temps satisfaisant[16]. De plus, pour des raisons de coĂ»ts, la transformation des rĂ©actifs est incomplĂšte (de l'ordre de 15 %), mais il est possible de recycler les rĂ©actifs qui n'ont pas rĂ©agi[17].

La sociĂ©tĂ© BASF, ayant acquis les droits sur le procĂ©dĂ© en 1908[18], assigna Ă  Carl Bosch la tĂąche de l'industrialiser[5]. Pour y parvenir, Bosch et ses collaborateurs durent rĂ©soudre plusieurs problĂšmes techniques de 1909 Ă  1913[7]. Par exemple, pour maintenir l'intĂ©gritĂ© physique des appareils de production en cas de bris, il fallait que le systĂšme de production soit rapidement arrĂȘtĂ© : ils mirent au point un ensemble d'instruments destinĂ©s Ă  surveiller l'Ă©volution en continu des rĂ©actions chimiques, une nouveautĂ© Ă  l'Ă©poque[19]. À cause de l'apport dĂ©terminant de Bosch Ă  son industrialisation, il est aussi appelĂ© « procĂ©dĂ© Haber-Bosch Â».

La premiĂšre production industrielle d'ammoniac mettant en application le procĂ©dĂ© Haber-Bosch dĂ©buta en 1913. Le site d'Oppau en Allemagne put produire 30 tonnes d'ammoniac par jour la mĂȘme annĂ©e[20]. En 1917, pendant la PremiĂšre Guerre mondiale, BASF construisit un deuxiĂšme site, de capacitĂ© plus Ă©levĂ©e, prĂšs de Mersebourg[5]. Le site de Leuna produisit 36 000 tonnes d'ammoniac en 1917, l'annĂ©e d'aprĂšs, c'Ă©tait 160 000 tonnes. La presque totalitĂ© de sa production Ă©tait destinĂ©e Ă  l'armĂ©e allemande[21].

AprÚs la guerre, plusieurs pays alliés confisquÚrent les brevets de BASF sur le procédé Haber-Bosch[22]. Ce n'était cependant pas suffisant pour le maßtriser. Pour limiter les représailles aprÚs la PremiÚre Guerre mondiale, Carl Bosch fit un pacte avec les autorités françaises, promettant de révéler les secrets du procédé[23]. La société britannique Brunner Mond les acquit par espionnage industriel, alors que la société américaine Du Pont débaucha des techniciens senior de BASF[24]. Dans les années 1920, le Français Georges Claude[25], l'Italien Giacomo Fauser[26], l'Italien Luigi Casale[27] et l'Allemand Friedrich Uhde[28] développÚrent chacun un procédé semblable à celui de Haber-Bosch.

En 1925, BASF devint membre d'IG Farben. Jusqu'en 1930, c'Ă©tait le plus grand producteur mondial d'ammoniac synthĂ©tique. En 1927, il fabriqua environ 500 000 tonnes d'ammoniac. De 1929 Ă  1932, ce fut environ 1 million de tonnes par annĂ©e[29].

En 2006-2007, la production mondiale d'engrais azotĂ©s a atteint environ 265 000 tonnes par jour[30].

Description

Le procĂ©dĂ© Haber-Bosch consiste Ă  favoriser la rĂ©action exothermique de l'Ă©quation chimique Ă  l'Ă©quilibre :

N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) + ΔH

En gĂ©nie chimique, cette rĂ©action est rĂ©alisĂ©e en plusieurs Ă©tapes[31] :

  1. reformages (en amont du rĂ©acteur chimique) :
    1. purifier le dihydrogĂšne ;
    2. Ă©liminer les poisons catalytiques.
  2. synthĂšse (dans le rĂ©acteur chimique) :
    1. introduire du dihydrogĂšne pur (H2(g)) ;
    2. introduire du diazote (N2(g)) ;
    3. synthétiser de l'ammoniac (NH3(g)) à l'aide de catalyseur.
  3. extraction (en aval du rĂ©acteur chimique) :
    1. sĂ©parer l'ammoniac des autres molĂ©cules (N2(g) et H2(g)) par liquĂ©faction ;
    2. recycler les molécules restantes.
  4. recycler la chaleur produite.

Pour parvenir Ă  effectuer ces Ă©tapes de façon Ă©conomique, il faut que le systĂšme de production[32] :

  • fonctionne Ă  des pressions de l'ordre de 200 atm ;
  • fonctionne Ă  des tempĂ©ratures allant de 500 Ă  600 Â°C ;
  • fasse circuler en permanence des gaz et des liquides sous haute pression ;
  • recycle la chaleur produite.
Diagramme sommaire montrant une application industrielle du procédé Haber-Bosch. Il expose les parties principales d'un site industriel, mais n'est pas nécessairement représentatif des sites réellement installés. Par exemple, Agarwal, dans un article sur la synthÚse de l'ammoniac, a publié un diagramme, créé par Synetix, qui s'écarte sensiblement de celui-ci[33].

Reformages

Le méthane est purifié, surtout dans le but d'éliminer le soufre qui empoisonnerait les catalyseurs.

Le mĂ©thane purifiĂ© rĂ©agit ensuite avec de la vapeur d'eau lorsque mis en contact avec un catalyseur fait d'oxyde de nickel. C'est le processus de vaporĂ©formage :

CH4(g) + H2O(g) → CO(g) + 3 H2(g)

Un deuxiĂšme rĂ©formage suit en ajoutant de l'air dans le but de convertir le mĂ©thane qui n'a pas encore rĂ©agi pendant le vaporĂ©formage :

2CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

La rĂ©action du gaz Ă  l'eau permet d'obtenir plus d'hydrogĂšne Ă  partir du monoxyde de carbone et de la vapeur d'eau :

CO + H2O → CO2 + H2

Le mĂ©lange gazeux passe alors dans un mĂ©thanateur, qui convertit la plupart du monoxyde de carbone restant en mĂ©thane :

CO + 3 H2 → CH4 + H2O

Cette étape est nécessaire car le monoxyde de carbone empoisonne les catalyseurs.

À la fin de ces Ă©tapes, le mĂ©thane et une partie de la vapeur d'eau ont Ă©tĂ© transformĂ©s en dioxyde de carbone et en dihydrogĂšne.

SynthĂšse de l'ammoniac

C'est pendant le procédé Haber proprement dit que survient la synthÚse de l'ammoniac.

Le diazote et le dihydrogĂšne rĂ©agissent sur un catalyseur de fer qui contient de l'hydroxyde de potassium comme accĂ©lĂ©rateur :

N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g) + ΔH, ΔHo = -92,4 kJ/mol Ă  25 Â°C

Cette rĂ©action, Ă  l'Ă©quilibre, est effectuĂ©e Ă  une pression se situant entre 15 et 25 MPa et Ă  une tempĂ©rature allant de 300 Ă  550 Â°C. Les rĂ©actifs gazeux circulent sur quatre lits de catalyseurs. À chaque passage, environ 15 % des rĂ©actifs sont transformĂ©s, mais tous les rĂ©actifs qui n'ont pas rĂ©agi sont recyclĂ©s, ce qui permet d'atteindre un taux de conversion de 98 %. AprĂšs chaque passage, les rĂ©actifs sont refroidis pour maintenir une constante d'Ă©quilibre raisonnable.

Le vaporéformage, la réaction du gaz à l'eau, l'élimination du dioxyde de carbone et la méthanation surviennent à des pressions absolues se situant entre 2,5 et 3,5 MPa.

En dĂ©veloppant son procĂ©dĂ©, Haber mis au point la technique du recyclage des rĂ©actifs inutilisĂ©s[20]. Si les rĂ©actifs sont mis en prĂ©sence une seule fois, les paramĂštres de l'Ă©quation chimique Ă  l'Ă©quilibre ne donnent pas un taux de conversion suffisamment Ă©levĂ©. Haber se rendit compte qu'il Ă©tait possible d'extraire une partie des produits, Ă©vacuĂ©s Ă  haute pression du rĂ©acteur chimique, et d'injecter de nouvelles quantitĂ©s de rĂ©actifs dans le rĂ©acteur pour y maintenir une pression favorisant la production d'ammoniac. Au XXIe siĂšcle, cette technique est aussi appliquĂ©e en chimie organique Ă  haute pression[20].

Vitesse de réaction et constante d'équilibre

Pour effectuer la synthĂšse, il faut considĂ©rer deux paramĂštres contradictoires : la constante d'Ă©quilibre et la vitesse de rĂ©action. À la tempĂ©rature de la piĂšce, la rĂ©action est lente et une solution Ă©vidente serait d'Ă©lever sa tempĂ©rature. Cela peut augmenter la vitesse de rĂ©action, mais puisque la rĂ©action est exothermique, ce changement favorise, selon la loi expĂ©rimentale de Van't Hoff, la rĂ©action inverse (endothermique). Cela rĂ©duit donc la constante d'Ă©quilibre qui se calcule par :

K_\mathrm{eq} = \mathrm{\frac{p_{NH_3}^2}{p_{N_2}.p_{H_2}^3}}
Variation de Keq pour l'Ă©quilibre de
N2(g) + 3 H2(g) ⇌ 2 NH3(g)
en fonction de la température[34]
Température (°C) Keq
300 4,34 x 10–3
400 1,64 x 10–4
450 4,51 x 10–5
500 1,45 x 10–5
550 5,38 x 10–6
600 2,25 x 10–6

Quand la tempĂ©rature augmente, l'Ă©quilibre se dĂ©place et la constante d'Ă©quilibre diminue Ă©normĂ©ment selon la relation de Van't Hoff. Il faudrait donc imposer une basse tempĂ©rature et recourir Ă  d'autres moyens pour augmenter la vitesse de rĂ©action. Cependant, le catalyseur exige une tempĂ©rature d'au moins 400 Â°C pour ĂȘtre efficace.

Sachant que la constante d'Ă©quilibre peut ĂȘtre modifiĂ©e par la concentration, la tempĂ©rature ou la pression, cette derniĂšre est probablement le meilleur paramĂštre Ă  manipuler pour favoriser la rĂ©action directe. En effet, il y a 4 moles de rĂ©actifs pour 2 moles de produits. Selon le principe de Le Chatelier, une augmentation de la pression favorisera la rĂ©action qui diminue la pression du systĂšme Ă  l'Ă©quilibre.

Une pression d'environ 200 atm modifie suffisamment la constante d'Ă©quilibre pour obtenir une production raisonnable. FinanciĂšrement, par contre, la production de pression est une opĂ©ration coĂ»teuse. En effet, les spĂ©cifications des tuyaux, des rĂ©cipients et des valves doivent ĂȘtre plus sĂ©vĂšres que les normes habituelles. Le fonctionnement des pompes et des compresseurs Ă  cette pression demande beaucoup d'Ă©nergie. Il y a aussi des considĂ©rations de sĂ©curitĂ© Ă  prendre en compte. Pour toutes ces raisons, un compromis doit ĂȘtre fait : Ă  chaque passage des rĂ©actifs, le taux de conversion est d'environ 15 %.

Le taux de conversion de la rĂ©action peut ĂȘtre augmentĂ© en retirant des produits (le gaz d'ammoniac) du systĂšme. En pratique, ce gaz n'est pas retirĂ© du rĂ©acteur mĂȘme, puisque la tempĂ©rature y est trop Ă©levĂ©e, mais du mĂ©lange gazeux Ă  l'Ă©quilibre qui sort du rĂ©acteur. Les gaz chauds sont suffisamment refroidis, mĂȘme si la pression demeure Ă©levĂ©e, pour que l'ammoniac puisse ĂȘtre liquĂ©fiĂ©. L'hydrogĂšne et l'azote qui n'ont pas rĂ©agi sont Ă  nouveau rĂ©-introduits dans le rĂ©acteur dans le but de les convertir en ammoniac.

Catalyseurs

Pour les besoins de cette industrie, le catalyseur Ă  base de fer est prĂ©parĂ© en exposant une masse de magnĂ©tite, un oxyde de fer, Ă  un gaz de dihydrogĂšne portĂ© Ă  haute tempĂ©rature. Cela rĂ©duit une partie de la magnĂ©tite en fer mĂ©tallique, Ă©liminant l'oxygĂšne dans le processus. Le volume initial du catalyseur est conservĂ© en grande partie. La masse est devenue un matĂ©riau trĂšs poreux oĂč sa grande surface de contact multiplie son efficacitĂ© catalytique. Le catalyseur inclut Ă©galement du calcium et des oxydes d'aluminium, ce qui facilite l'activitĂ© catalytique et maintient la surface de contact tout au long de son existence, ainsi que du potassium, ce qui augmente la densitĂ© Ă©lectronique du catalyseur et amĂ©liore son activitĂ©.

En prĂ©sence du catalyseur, la rĂ©action Ă©voluerait comme suit :

  1. N2(g) → N2(adsorbĂ©)
  2. N2(adsorbĂ©) → 2 N(adsorbĂ©)
  3. H2(g) → H2(adsorbĂ©)
  4. H2(adsorbĂ©) → 2 H(adsorbĂ©)
  5. N(adsorbĂ©) + 3H(adsorbĂ©) → NH3(adsorbĂ©)
  6. NH3(adsorbĂ©) → NH3(g)

La réaction 5 survient en trois étapes, formant successivement NH, NH2 et NH3. Des indices, obtenus à partir de différentes expériences, montrent que la réaction 2 est la plus lente.

La compréhension de ces étapes est en grande partie due aux travaux de Gerhard Ertl[35],[36],[37],[38].

Extraction de l'ammoniac

Production annuelle

Au XXIe siĂšcle, la production d'ammoniac synthĂ©tique consomme de 3 Ă  5% de la production mondiale de gaz naturel[1],[39] (entre 1 et 2% environ de la production mondiale d'Ă©nergie[40]).

Production mondiale
d'ammoniac synthétique
[note 2]
Année Production
(milliers
de tonnes
métriques)
Prix moyen
de la tonne
aux États-Unis
(USD)[note 3]
1994 92 000[41] 211[41]
1995 96 000[41] 230[41]
1996 96 000[42] 225[42]
1997 96 000[42] 192[42]
1998 106 000[43] 121[43]
1999 101 000[43] 110[43]
2000 109 000[44] 169[44]
2001 105 000[44] 150[44]
2002 109 000[45] 137[45]
2003 108 000[45] 240[45]
2004 117 000[46] 274[46]
2005 115 000[46] 295[46]
2006 124 000[47] 201[47]
2007 125 000[47] 200[47]
2008 136 000[48] 500[48]

Pour l'année 2000 ou 2001, Smil affirme que la production annuelle d'ammoniac aurait été d'environ 130 millions de tonnes, dont les 4/5 auraient été transformés en engrais azotés[49]. Pour l'année 2002, Modak affirme que le procédé Haber-Bosch aurait permis la production annuelle de 130 millions de tonnes d'engrais azotés, la plupart sous la forme de sulfate d'ammonium, de phosphate d'ammonium ((NH4)3PO4), de nitrate d'ammonium et d'urée[20]. Selon Lawrence, en 2002, 90 millions de tonnes d'engrais azotés, fabriqués à partir d'ammoniac synthétique, auraient été consommés[11].

Selon Smil, les productions de l'ammoniac et de l'acide sulfurique sont les deux plus importantes par la masse vers la fin des années 1990[50]. Selon Modak, la production de l'ammoniac est la sixiÚme plus importante par la masse en 2002[20].

Notes et références

Références

  1. ↑ a et b Smil, 2001
  2. ↑ a et b Hager, 2008
  3. ↑ (en) Marshall Sittig, Fertilizer Industry: Processes, Pollution Control and Energy Conservation, New Jersey, Noyes Data Corp., 1979 (ISBN 978-0-8155-0734-5) (LCCN 78070743) 
  4. ↑ Smil, 2001, p. xiv
  5. ↑ a, b et c (en) Carl Bosch - Biography, Fondation Nobel, 1931. ConsultĂ© le 3 mars 2009
  6. ↑ Smil, 2001, p. 83-107
  7. ↑ a et b Bosch, 1931
  8. ↑ (en) David W. Wolfe, Tales From the Underground. A Natural History of Subterranean Life, Cambridge, Massassuchets, Perseus Pub, 2001, reliĂ© (ISBN 978-0-7382-0128-3) (OCLC 46984480) (LCCN 2001094836) 
  9. ↑ a et b Bailar, EmelĂ©us, Nyholm et Trotman-Dickenson, 1973, p. 149
  10. ↑ Hager, 2008, p. 137-140, 142-143
  11. ↑ a, b, c et d Lawrence, 2006
  12. ↑ a et b Wisniak, 2002, p. 161.
  13. ↑ Hager, 2008, p. 25-61
  14. ↑ Smil, 2001, p.39
  15. ↑ Smil, 2001, p.61, 71, 73, 74
  16. ↑ (en) Isis Publication, « Equilibrium (sl) Â», Isis Publication, 2009. ConsultĂ© le 4 avril 2009
  17. ↑ Haber, 1920, p.337-338
  18. ↑ BASF avait dĂ©posĂ© une demande de brevet en Allemagne en 1908 : voir Brevet DE 235 421 Verfahren zur synthetischen Darstellung von Ammoniak aus den Elementen, demandĂ© le 13 octobre 1908, dĂ©livrĂ© le 8 juin 1911
  19. ↑ Bosch, 1931, p. 222
  20. ↑ a, b, c, d et e (en) Jayant M. Modak, « Haber Process for Ammonia Synthesis Â», dans Resonance, 2002 [texte intĂ©gral (page consultĂ©e le 1er mars 2009)] 
  21. ↑ Hager, 2008, p. 167-168
  22. ↑ (en) Werner Abelshauser, German Industry and Global Enterprise, Cambridge University Press, 2003, 688 p. (ISBN 978-0-521-82726-3) [lire en ligne], p. 187-188 
  23. ↑ Hager, 2008, p. 177-178
  24. ↑ Hager, 2008, p. 206-207
  25. ↑ (en) The Claude Process for Ammonia Synthesis, SAO/NASA ADS. ConsultĂ© le 7 mars 2009
  26. ↑ (en) A Brief Profile of Giacomo Fauser, 2001. ConsultĂ© le 8 mars 2009
  27. ↑ (en) « Casale's Most Recent Technologies for Grass-Roots Fertilizer Plants Â», dans Indian Fertilizer Situation Update, vol. 10, no 01, janvier 2009, p. 3 [texte intĂ©gral (page consultĂ©e le 7 mars 2009)] 
  28. ↑ Smil, 2001, p. 114
  29. ↑ Bosch, 1931, p. 240
  30. ↑ Cette valeur est calculĂ©e en se basant sur la derniĂšre section du tableau Estimates of Fertilizer Use by Crop in Selected Countries in 2006-2006/07 (‘000 tonnes nutrients) en page 5 de (en) Patrick Heffer, « Assessment of Fertilizer Use by Crop at the Global Level Â», International Fertilizer Industry Association, 2008. ConsultĂ© le 3 mars 2009.

    En 2006-2007, la consommation mondiale d'engrais azotĂ©s s'Ă©levait Ă  97 892 000 tonnes. En divisant ce nombre par 365 jours, on obtient 268 197 tonnes par jour.
  31. ↑ Voir par exemple Considine et Kulik, 2002
  32. ↑ Haber, 1920, p.338
  33. ↑ (en) Pawan Agarwal, « Ammonia: The Next Step Â», dans The Chemical's Engienners Ressource, 7 avril 2001 [texte intĂ©gral (page consultĂ©e le 21 mars 2009)] 
  34. ↑ (en) Theodore L. Brown, H. Eugene Lemay et Bruce E. Bursten, Chemistry: The Central Science, Ninth Ed., Upper Saddle River, Pearson Publications Company, 2003, 9e Ă©d. (ISBN 978-0-13-038168-2) (OCLC 52255873) 
  35. ↑ (en) F. Bozso, G. Ertl, M. Grunze et M. Weiss, « Interaction of nitrogen with iron surfaces: I. Fe(100) and Fe(111) Â», dans Journal of Catalysis, vol. 49, no 1, 1977, p. 18–41 [lien DOI] 
  36. ↑ (en) R. Imbihl, R. J. Behm, G. Ertl et W. Moritz, « The structure of atomic nitrogen adsorbed on Fe(100) Â», dans Surface Science, vol. 123, no 1, 1982, p. 129–140 [lien DOI] 
  37. ↑ (en) G. Ertl, S. B. Lee et M. Weiss, « Kinetics of nitrogen adsorption on Fe(111) Â», dans Surface Science, vol. 114, no 2-3, 1982, p. 515–526 [lien DOI] 
  38. ↑ (en) G. Ertl, « Primary steps in catalytic synthesis of ammonia Â», dans Journal of Vacuum Science & Technology, vol. 1, no 2, 1983, p. 1247–1253 [lien DOI] 
  39. ↑ (en) Barry E. Smith, « Structure. Nitrogenase reveals its inner secrets Â», dans Science, vol. 297, no 5587, septembre 2002, p. 1654–5 [lien DOI] 
  40. ↑ (en) « World fertilizer prices soar as food and fuel economies merge Â», dans IFDC, 19 fĂ©vrier 2008 [texte intĂ©gral (page consultĂ©e le 3 mars 2009)] 
  41. ↑ a, b, c et d (en) (Nirogen Specialist), « Nitrogen (fixed) - Ammonia Â», dans Mineral Commodity Summaries, U.S. Geological Survey, janvier 1996 [texte intĂ©gral (page consultĂ©e le 22 mars 2009)] 
  42. ↑ a, b, c et d (en) David E. Morse, « Nitrogen (fixed) - Ammonia Â», dans Mineral Commodity Summaries, U.S. Geological Survey, janvier 1998 [texte intĂ©gral (page consultĂ©e le 22 mars 2009)] 
  43. ↑ a, b, c et d (en) Deborah A. Kramer, « Nitrogen (fixed) - Ammonia Â», dans Mineral Commodity Summaries, U.S. Geological Survey, fĂ©vrier 2000 [texte intĂ©gral (page consultĂ©e le 22 mars 2009)] 
  44. ↑ a, b, c et d (en) Deborah A. Kramer, « Nitrogen (fixed) - Ammonia Â», dans Mineral Commodity Summaries, U.S. Geological Survey, janvier 2002 [texte intĂ©gral (page consultĂ©e le 22 mars 2009)] 
  45. ↑ a, b, c et d (en) Deborah A. Kramer, « Nitrogen (fixed) - Ammonia Â», dans Mineral Commodity Summaries, U.S. Geological Survey, janvier 2004 [texte intĂ©gral (page consultĂ©e le 22 mars 2009)] 
  46. ↑ a, b, c et d (en) Deborah A. Kramer, « Nitrogen (fixed) - Ammonia Â», dans Mineral Commodity Summaries, U.S. Geological Survey, janvier 2006 [texte intĂ©gral (page consultĂ©e le 22 mars 2009)] 
  47. ↑ a, b, c et d (en) Deborah A. Kramer, « Nitrogen (fixed) - Ammonia Â», dans Mineral Commodity Summaries, U.S. Geological Survey, janvier 2008 [texte intĂ©gral (page consultĂ©e le 22 mars 2009)] 
  48. ↑ a et b (en) Lori E. Apodaca, « Nitrogen (fixed) - Ammonia Â», dans Mineral Commodity Summaries, U.S. Geological Survey, janvier 2009 [texte intĂ©gral (page consultĂ©e le 22 mars 2009)] 
  49. ↑ Smil, 2001, p. xv
  50. ↑ Smil, 2001, p. 127

Notes

  1. ↑ Smil, 2001, en page xv, affirme que c'est le 2/5 de la population mondiale, soit environ 2,4 milliards de personnes.
  2. ↑ Les donnĂ©es proviennent de rapports publiĂ©s par l'United States Geological Survey. Pour une annĂ©e, elles peuvent changer selon la date de publication du document. Par exemple, le rapport publiĂ© en fĂ©vrier 2000 ([1]) indique que la production mondiale de 1999 Ă©tait de 101 000 000 tonnes mĂ©triques, alors que le rapport publiĂ© en janvier 2001 ([2]) donne 108 000 000.
  3. ↑ Ce prix est calculĂ© avec franco Ă  bord Ă  partir de la cĂŽte du golfe amĂ©ricaine.

Traductions de


Voir aussi

Bibliographie

Articles connexes

Liens externes

Sur le procédé
Sur la production industrielle

Wikimedia Foundation. 2010.

Contenu soumis à la licence CC-BY-SA. Source : Article Procédé Haber de Wikipédia en français (auteurs)

Regardez d'autres dictionnaires:

  • ProcĂ©dĂ© Haber-Bosch — ProcĂ©dĂ© Haber Le procĂ©dĂ© Haber est un procĂ©dĂ© chimique destinĂ© Ă  synthĂ©tiser de l ammoniac (NH3) Ă  partir du diazote (N2) gazeux atmosphĂ©rique et du dihydrogĂšne (H2) gazeux en prĂ©sence d un catalyseur[1],[2] 
   WikipĂ©dia en Français

  • Histoire du procĂ©dĂ© Haber-Bosch — L un des appareils de laboratoire qu utilisa Fritz Haber pour synthĂ©tiser de l ammoniac sous haute pression. L histoire du procĂ©dĂ© Haber Bosch dĂ©bute avec l invention du procĂ©dĂ© de chimie homonyme Ă  l aube du XXe siĂšcle. Le procĂ©dĂ© Haber… 
   WikipĂ©dia en Français

  • Procede de Haber — ProcĂ©dĂ© Haber Le procĂ©dĂ© Haber est un procĂ©dĂ© chimique destinĂ© Ă  synthĂ©tiser de l ammoniac (NH3) Ă  partir du diazote (N2) gazeux atmosphĂ©rique et du dihydrogĂšne (H2) gazeux en prĂ©sence d un catalyseur[1],[2] 
   WikipĂ©dia en Français

  • ProcĂ©dĂ© de Haber — ProcĂ©dĂ© Haber Le procĂ©dĂ© Haber est un procĂ©dĂ© chimique destinĂ© Ă  synthĂ©tiser de l ammoniac (NH3) Ă  partir du diazote (N2) gazeux atmosphĂ©rique et du dihydrogĂšne (H2) gazeux en prĂ©sence d un catalyseur[1],[2] 
   WikipĂ©dia en Français

  • ProcĂ©dĂ© de haber — ProcĂ©dĂ© Haber Le procĂ©dĂ© Haber est un procĂ©dĂ© chimique destinĂ© Ă  synthĂ©tiser de l ammoniac (NH3) Ă  partir du diazote (N2) gazeux atmosphĂ©rique et du dihydrogĂšne (H2) gazeux en prĂ©sence d un catalyseur[1],[2] 
   WikipĂ©dia en Français

  • Procede — ProcĂ©dĂ© Cette page d’homonymie rĂ©pertorie les diffĂ©rents sujets et articles partageant un mĂȘme nom. Le mot procĂ©dĂ© peut renvoyer Ă  : ProcĂ©dĂ© en gĂ©nie mĂ©canique; ProcĂ©dĂ© en billard. Chimie ProcĂ©dĂ© Andrussow ; ProcĂ©dĂ© BMA ; ProcĂ©dĂ©… 
   WikipĂ©dia en Français

  • Haber — Cette page d’homonymie rĂ©pertorie les diffĂ©rents sujets et articles partageant un mĂȘme nom. Le mot Haber peut renvoyer Ă  : Fritz Haber, chimiste allemand ; ProcĂ©dĂ© Haber, procĂ©dĂ© chimique ; Histoire du procĂ©dĂ© Haber Bosch ;… 
   WikipĂ©dia en Français

  • ProcĂ©dĂ© — Cette page d’homonymie rĂ©pertorie les diffĂ©rents sujets et articles partageant un mĂȘme nom. Le mot procĂ©dĂ© peut renvoyer Ă  : ProcĂ©dĂ© en gĂ©nie mĂ©canique; ProcĂ©dĂ© en billard. Chimie ProcĂ©dĂ© Andrussow ; ProcĂ©dĂ© BMA ; ProcĂ©dĂ©… 
   WikipĂ©dia en Français

  • ProcĂ©dĂ© Birkeland-Eyde — Le procĂ©dĂ© Birkeland–Eyde est un procĂ©dĂ© physico chimique destinĂ© Ă  fixer l azote atmosphĂ©rique Ă  l aide d arcs Ă©lectriques. Lorsque fixĂ©, l azote sert Ă  fabriquer de l oxyde nitrique (NO) servant Ă  son tour Ă  fabriquer des engrais azotĂ©s… 
   WikipĂ©dia en Français

  • ProcĂ©dĂ© Ostwald — Le procĂ©dĂ© Ostwald est un procĂ©dĂ© chimique dĂ©veloppĂ© par le chimiste Wilhelm Ostwald qui permet d obtenir de l acide nitrique Ă  partir d ammoniac. Il repose sur une rĂ©action qui avait Ă©tĂ© dĂ©couverte dĂšs 1838 par FrĂ©dĂ©ric Kuhlmann[1]. BrevetĂ© en… 
   WikipĂ©dia en Français


Share the article and excerpts

Direct link

 Do a right-click on the link above
and select “Copy Link”

We are using cookies for the best presentation of our site. Continuing to use this site, you agree with this.