Voir la source de Procédé Haber

[[Image:Haber Ammonia.JPG|thumb|upright=1.3|Appareil de laboratoire utilisé par [[Fritz Haber]] pour synthétiser de l'[[ammoniac]] en 1909. Photographie prise en {{date-|juillet 2009}} au [[Musée juif de Berlin]].]]
Le '''procédé Haber''' est un [[procédé chimique]] servant à la synthèse de l'[[ammoniac]] ({{chem|NH|3}}) par [[hydrogénation]] du [[diazote]] ({{chem|N|2}}) gazeux [[atmosphère terrestre|atmosphérique]] par le [[dihydrogène]] ({{H2}}) gazeux en présence d'un [[catalyseur]]<ref name=Smil>[[#Smil, 2001|Smil, 2001]].</ref>{{,}}<ref name=hager>[[#Hager, 2008|Hager, 2008]].</ref>{{,}}<ref>{{Ouvrage | langue=en | prénom1=Marshall | nom1=Sittig | titre=Fertilizer Industry : Processes, Pollution Control and Energy Conservation | lieu=New Jersey | éditeur=Noyes Data Corp. | année=1979 | pages totales=204 | isbn=978-0-8155-0734-5 | isbn10=0-8155-0734-8 | lccn=78070743}}.</ref>. C'est en [[1909 en science|1909]] que le chimiste allemand [[Fritz Haber]] parvint à mettre au point ce procédé<ref>[[#Smil, 2001|Smil, 2001]], p. xiv.</ref>{{,}}<ref name="hager" />. Une équipe de recherche de la société [[BASF]] mit au point, en 1913, la première [[industrialisation|application industrielle]] du procédé Haber : c'est le '''procédé Haber-Bosch'''<ref name=CarlBosch/>. Le responsable de son industrialisation, [[Carl Bosch]], agissait à la fois comme superviseur de l'équipe et comme concepteur, apportant des solutions originales à certains problèmes posés lors de sa mise au point<ref>[[#Smil, 2001|Smil, 2001]], p. 83-107.</ref>{{,}}<ref name=Bosch1931>[[#Bosch, 1931|Bosch, 1931]].</ref>.

Le procédé Haber-Bosch a une importance économique et environnemenale considérable, car il est difficile de fixer l'azote en grandes quantités et à un coût peu élevé, à l'aide des autres procédés mis au point. L'ammoniac peut ensuite être transformé en [[oxyde d'azote]], puis en [[acide nitrique]] grâce au [[procédé Ostwald]]. Cet ammoniac sert le plus souvent à créer des [[Liste des engrais|engrais azotés synthétiques]], encore essentiels pour l'agriculture industrielle du début du {{s-|XXI|e}}<ref name="TalesFrom">{{Ouvrage
| langue=en
| auteur1=David W. Wolfe
| titre=Tales From the Underground. A Natural History of Subterranean Life
| lieu=Cambridge, Massachusetts
| éditeur=Perseus Pub
| année=2001
| format livre=relié
| isbn=978-0-7382-0128-3
| isbn10=0738201286
| oclc=46984480
| lccn=2001094836
}}.</ref>{{,}}<ref group="note">[[#Smil, 2001|Smil, 2001]], en page xv, affirme qu'environ 2/5 de la population mondiale dépend de cette synthèse, soit environ {{nobr|2,4 milliards}} de personnes.</ref>. Le [[ammonium|sel d'ammonium]] et le [[nitrate]] servent à la fabrication de l'[[urée]] et du [[nitrate d'ammonium]]<ref name=Bailar>[[#Bailar|Bailar, Emeléus, Nyholm et Trotman-Dickenson, 1973]], p. 149.</ref>. Le procédé a également une importance [[Défense et sécurité|militaire]] certaine, car l'acide nitrique est un précurseur de la [[poudre à canon]] et d'[[explosif]]s puissants (comme le [[Trinitrotoluène|TNT]] et la [[nitroglycérine]])<ref>[[#Hager, 2008|Hager, 2008]], p. 137-140, 142-143.</ref>. Les engrais azotés de synthèse contribuent à l'[[eutrophisation]] générale de l'environnement, et le procédé Haber est à lui seul responsable d'environ 2 % des émissions mondiales de CO2<ref>{{Article|langue=en |prénom1=Stefano |nom1=Menegat |prénom2=Alicia |nom2=Ledo |prénom3=Reyes |nom3=Tirado |titre=Greenhouse gas emissions from global production and use of nitrogen synthetic fertilisers in agriculture |périodique=Scientific Reports |volume=12 |numéro=1 |date=2022-08-25 |issn=2045-2322 |pmid=36008570 |pmcid=PMC9411506 |doi=10.1038/s41598-022-18773-w |lire en ligne=https://www.nature.com/articles/s41598-022-18773-w |consulté le=2024-10-27}}</ref>{{,}}<ref>{{lien web|langue=en |prénom1=R. |nom1=Wildeman |titre=Vertical farming : a future perspective or a mere conceptual idea? A Comprehensive Life Cycle Analysis on the environmental impact of a vertical farm compared to rural agriculture in the US |date=2020-09 |lire en ligne=http://essay.utwente.nl/83529/ |consulté le=2024-10-27}}</ref>.

== Histoire ==
{{Article détaillé|Histoire du procédé Haber-Bosch}}
Bien que l'[[atmosphère terrestre|atmosphère]] soit composée à 78,1 % de diazote gazeux, il est chimiquement peu réactif, car les atomes qui le composent sont reliés par une [[liaison covalente]] triple<ref name=Lawrence>[[#Lawrence, 2006|Lawrence, 2006]].</ref>. Même si l'azote est essentiel à la croissance des êtres vivants, aucune plante ni aucun animal n'est capable de l'assimiler directement<ref name=WisniakP161>[[#Wisniak, 2002|Wisniak, 2002]], p. 161.</ref>. Par contre, certaines bactéries sont capables de le fixer, le rendant ainsi accessible aux autres êtres vivants<ref name="Lawrence" />. À partir des {{nobr|années 1820}}, le [[guano]] importé des [[îles Chincha]] permit aux agriculteurs européens d'améliorer notablement les rendements agricoles. Lorsque ces gisements furent épuisés vers la fin des {{nobr|années 1860}}, les minéraux en provenance du [[désert d'Atacama]], chimiquement modifiés, permirent de maintenir les rendements agricoles<ref>[[#Hager, 2008|Hager, 2008]], p. 25-61.</ref>. En 1900, le [[Chili]] produisait les deux tiers de tous les engrais consommés sur la planète<ref name=WisniakP161/>.

À partir du milieu du {{s-|XIX|e}}, plusieurs tentatives furent faites pour extraire le diazote de l'atmosphère, certaines furent couronnées de succès. L'une des plus abouties fut le [[procédé Birkeland-Eyde]] exploité par [[Norsk Hydro]] : pendant la [[Première Guerre mondiale]], cette société put produire annuellement jusqu'à {{nobr|30 000 tonnes}} d'azote fixé<ref name=Lawrence/>. Également, à partir des {{nobr|années 1850}}, l'industrie du charbon parvint à extraire l'ammoniac comme [[sous-produit]] lors de la fabrication du [[Coke (charbon)|coke]] : elle fut le plus important producteur d'ammoniac avant la mise au point du procédé Haber-Bosch, moins coûteux<ref>[[#Smil, 2001|Smil, 2001]], {{p.|39}}.</ref>.
[[Image:Fritz Haber.png|thumb|[[Fritz Haber]] ([[1918]])]]
C'est en 1909 que [[Fritz Haber]], avec l'aide de Robert le Rossignol<ref>[[#Smil, 2001|Smil, 2001]], {{p.|61}}, 71, 73-74.</ref>, compléta la mise au point d'un [[prototype]] de laboratoire qui mettait en lumière les principes de ce qui est appelé le « procédé Haber ». Pour produire une quantité significative d'ammoniac selon l'équation chimique à l'équilibre :

:N{{ind|2(g)}} + 3 H{{ind|2(g)}} ⇌ 2 NH{{ind|3(g)}} + Δ''H'',

il faut [[Déplacement d'équilibre|déplacer son équilibre]] vers la droite. Pour y parvenir, il faut imposer une pression élevée, maintenir une température faible (puisque la réaction est exothermique), utiliser un catalyseur et retirer régulièrement de l'ammoniac. En pratique, la réaction est cependant très lente à basse température. Elle se fait donc à une température plus élevée (environ {{tmp|450|°C}}) qui permet d'obtenir une quantité appréciable d'ammoniac dans un temps satisfaisant<ref>{{Lien web
|langue=en
|url=http://ibchem.com/IB/ibnotes/brief/equ-sl.htm
|titre=Equilibrium (sl)
|année= 2009
|éditeur=Isis Publication
|consulté le= 4 avril 2009}}.</ref>. De plus, pour des raisons de coûts, la transformation des réactifs est incomplète (de l'ordre de 15 %), mais il est possible de recycler les réactifs qui n'ont pas réagi<ref>[[#Haber, 1920|Haber, 1920]], {{p.|337-338}}.</ref>.

La société [[BASF]], ayant acquis les droits sur le procédé en 1908<ref name=VoirDemandeDE>BASF avait déposé une demande de brevet en Allemagne en 1908 : voir {{patent|DE|235421|''Verfahren zur synthetischen Darstellung von Ammoniak aus den Elementen'', demandé le 13 octobre 1908, délivré le 8 juin 1911}}.</ref>, assigna à [[Carl Bosch]] la tâche de l'industrialiser<ref name=CarlBosch>{{Lien web
|langue=en
|url=http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1931/bosch-bio.html
|titre=Carl Bosch - Biography
|année=1931
|éditeur=Fondation Nobel
|lien éditeur=Fondation Nobel
|consulté le= 3 mars 2009}}.</ref>. Pour y parvenir, Bosch et ses collaborateurs durent résoudre plusieurs problèmes techniques de 1909 à 1913<ref name=Bosch1931/>. Par exemple, pour maintenir l'intégrité physique des appareils de production en cas de bris, il fallait que le système de production soit rapidement arrêté : ils mirent au point un ensemble d'instruments destinés à surveiller l'évolution en continu des réactions chimiques, une nouveauté à l'époque<ref>[[#Bosch, 1931|Bosch, 1931]], p. 222.</ref>. À cause de l'apport déterminant de Bosch à son industrialisation, il est aussi appelé « procédé Haber-Bosch ».

La première production industrielle d'ammoniac mettant en application le procédé Haber-Bosch débuta en 1913. Le site d'[[Ludwigshafen|Oppau]] en [[Allemagne]] put produire {{nobr|30 tonnes}} d'ammoniac par jour la même année<ref name=Modak>{{article |langue=en
|url=http://www.ias.ac.in/resonance/Sept2002/pdf/Sept2002p69-77.pdf
|titre=Haber Process for Ammonia Synthesis
|nom=Jayant M. Modak
|année=2002
|périodique= Resonance
|consulté le= 1 mars 2009}}.</ref>. En 1917, pendant la [[Première Guerre mondiale]], BASF construisit un deuxième site, de capacité plus élevée, près de [[Mersebourg]]<ref name=CarlBosch/>. Le site de Leuna produisit {{nobr|36 000 tonnes}} d'[[ammoniac]] en 1917, l'année d'après, c'était {{nobr|160 000 tonnes}}. La presque totalité de sa production était destinée à l'armée allemande<ref>[[#Hager, 2008|Hager, 2008]], p. 167-168.</ref>.

Après la guerre, plusieurs pays alliés confisquèrent les [[brevet]]s de BASF sur le procédé Haber-Bosch<ref>{{Ouvrage
| langue=en
| auteur1=Werner Abelshauser
| titre=German Industry and Global Enterprise
| sous-titre=BASF: The History of a Company
| éditeur=[[Cambridge University Press]]
| année=2003
| pages totales=688
| passage=187-188
| isbn=978-0-521-82726-3
| lire en ligne=https://books.google.ca/books?id=PbzUAgp3yKQC&pg=PA188&dq=BASF+patent+confiscated
}}.</ref>. Ce n'était cependant pas suffisant pour le maîtriser. Pour limiter les représailles après la Première Guerre mondiale, [[Carl Bosch]] fit un pacte avec les autorités françaises, promettant de révéler les secrets du procédé<ref>[[#Hager, 2008|Hager, 2008]], p. 177-178.</ref>. La société britannique [[Brunner Mond]] les acquit par [[espionnage industriel]], alors que la société américaine [[DuPont]] débaucha des techniciens senior de BASF<ref>[[#Hager, 2008|Hager, 2008]], p. 206-207.</ref>. Dans les {{nobr|années 1920}}, le Français [[Georges Claude]]<ref name=ClaudeProcess>{{Lien web
|langue=en
|url=http://adsabs.harvard.edu/abs/1921Natur.107Q.765.
|titre=The Claude Process for Ammonia Synthesis
|éditeur=SAO/NASA ADS
|consulté le= 7 mars 2009}}.</ref>, l'Italien [[Giacomo Fauser]]<ref name=BriefProfile>{{Lien web
|langue=en
|url=http://www.dsch.univ.trieste.it/~kaspar/seminar/fauser.html
|site=dsch.univ.trieste.it
|titre=A Brief Profile of Giacomo Fauser
|année=2001
|consulté le= 8 mars 2009}}.</ref>, l'Italien [[Luigi Casale]]<ref name=CasaleMostRecent>{{article |langue=en
|url= http://www.rnz-group.com/IFSU%20January%202009.pdf
|titre= Casale's Most Recent Technologies for Grass-Roots Fertilizer Plants
|volume =10
|numéro =01
|périodique= Indian Fertilizer Situation Update
|pages = 3
|mois= janvier |année= 2009
|consulté le= 7 mars 2009}}.</ref> et l'Allemand [[Friedrich Uhde]]<ref>[[#Smil, 2001|Smil, 2001]], {{p.|114}}.</ref> développèrent chacun un procédé semblable à celui de Haber-Bosch.

En 1925, BASF devint membre d'[[IG Farben]]. Jusqu'en 1930, c'était le plus grand producteur mondial d'ammoniac synthétique. En 1927, il fabriqua environ {{nobr|500 000 tonnes}} d'ammoniac. De 1929 à 1932, ce fut environ {{nobr|1 million}} de tonnes par année<ref name=BoschP240>[[#Bosch, 1931|Bosch, 1931]], p. 240.</ref>.

En 2019, la production mondiale d'ammoniac est estimée à 170 millions de tonnes<ref>{{Ouvrage|langue=en|auteur institutionnel=FAO|titre=World fertilizer trends and outlook to 2020 - Summary report|passage=2|éditeur=|date=2017|isbn=|lire en ligne=http://www.fao.org/3/a-i6895e.pdf}}.</ref>.

== Description ==
Le procédé Haber-Bosch consiste à favoriser la réaction exothermique de l'équation chimique à l'équilibre :

:N{{ind|2(g)}} + 3 H{{ind|2(g)}} ⇌ 2 NH{{ind|3(g)}} + Δ''H''.

En [[génie chimique]], cette réaction est réalisée en plusieurs étapes<ref>Voir par exemple [[#Considine et Kulik, 2002|Considine et Kulik, 2002]].</ref> :
# Reformages (en amont du [[Réacteur (chimie)|réacteur]]) :
## Purifier le dihydrogène,
## Éliminer les [[Inhibiteur (chimie)|poisons catalytiques]] ;
# Synthèse (dans le réacteur) :
## Introduire du dihydrogène pur (H{{ind|2(g)}}),
## Introduire du diazote (N{{ind|2(g)}}),
## Synthétiser de l'ammoniac (NH{{ind|3(g)}}) à l'aide de [[catalyseur]] ;
# Extraction (en aval du réacteur) :
## Séparer l'ammoniac des autres molécules (N{{ind|2(g)}} et H{{ind|2(g)}}) par [[liquéfaction]],
## Recycler les molécules restantes ;
# Recycler la chaleur produite.

Pour parvenir à effectuer ces étapes de façon économique, il faut que le système de production<ref>[[#Haber, 1920|Haber, 1920]], {{p.|338}}.</ref> :
* fonctionne à des pressions de l'ordre de 200 [[atmosphère (unité)|atm]] ;
* fonctionne à des températures variant de {{tmp|500|600|°C}} ;
* fasse circuler en permanence des gaz et des liquides sous haute pression ;
* recycle la chaleur produite.

[[File:Haber-Bosch-fr.svg|650px|left|thumb|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 synthèse de l'ammoniac, a publié un diagramme, créé par Synetix, qui s'écarte sensiblement de celui-ci<ref>{{article |langue=en
|url= http://www.cheresources.com/ammonia.shtml
|titre= Ammonia: The Next Step
|nom= Pawan Agarwal
|périodique= The Chemical's Engienners Ressource
|jour= 7 |mois= avril |année= 2001
|consulté le= 21 mars 2009}}.</ref>.]]
{{clr}}

=== Reformages ===
<!-- Faire convertir le schéma au format SVG et traduire son contenu : File:Hydrogen_from_natural_gas_schematics.jpg -->
Le [[méthane]] est purifié, surtout dans le but d'éliminer le [[soufre]] qui empoisonnerait les [[catalyse]]urs.

Le méthane purifié réagit ensuite avec de la [[vapeur d'eau]] lorsque mis en contact avec un catalyseur fait d'[[oxyde de nickel(II)|oxyde de nickel]]. C'est le processus de [[vaporeformage]] :

:CH{{ind|4(g)}} + {{H2O}}{{ind|(g)}} ⇌ CO{{ind|(g)}} + 3 H{{ind|2(g)}}.
:À la sortie de la première étape de reformage, la concentration en {{CH4}} est de l'ordre de 11 %.

Un deuxième reformage suit en ajoutant de l'air.

Ce deuxième reformage peut se diviser en deux étapes distinctes :

:* combustion de l'hydrogène avec l'oxygène de l'air
:{{O2}} + 2 {{H2}} → 2 {{H2O}}.
:La réaction de combustion de l'hydrogène est fortement exothermique, ce qui augmente la température du [[milieu réactionnel]] à ~{{tmp|1500|°C}} ;
:* la chaleur dégagée par la réaction de combustion de l'hydrogène fournit la chaleur nécessaire à la [[réaction endothermique]] de vaporéformage du méthane résiduel :
:CH{{ind|4(g)}} + {{H2O}}{{ind|(g)}} ⇌ CO{{ind|(g)}} + 3 H{{ind|2(g)}}.
:À la sortie du réacteur de réformage secondaire, la concentration en méthane est de l'ordre de 0,3 %.

La [[réaction du gaz à l'eau]] permet d'obtenir plus d'hydrogène à partir du [[monoxyde de carbone]] et de la vapeur d'eau :

:CO + {{H2O}} ⇌ {{CO2}} + {{H2}}.

Le mélange gazeux passe alors dans un [[méthanation|méthanateur]], qui convertit la plupart du monoxyde de carbone restant en méthane :

:CO + 3 {{H2}} ⇌ CH{{ind|4}} + {{H2O}}.

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

À la fin de ces étapes, le méthane et une partie de la vapeur d'eau ont été transformés en [[dioxyde de carbone]] et en dihydrogène.

=== Synthèse de l'ammoniac ===
C'est pendant le procédé Haber proprement dit que survient la synthèse de l'[[ammoniac]].

Le diazote et le dihydrogène réagissent sur un [[catalyseur]] à base de [[fer]] qui contient de l'[[hydroxyde de potassium]] en guise d'[[accélérateur (chimie)|accélérateur]]<ref>Andrew Hunt, ''La chimie de A à Z - {{formatnum:1200}} mots pour comprendre'', Dunod, 2006, page 2</ref> :

:N{{ind|2(g)}} + 3 H{{ind|2(g)}} ⇌ 2 NH{{ind|3(g)}} + Δ''H'' {{spaces|10}} Δ''H''{{exp|o}} = {{nb|-92.4 kJ/mol}} à {{tmp|25|°C}}.

Cette réaction, à l'équilibre, est effectuée à une pression se situant entre 15 et {{nb|25 [[Pascal (unité)|MPa]]}} et à une température variant de {{tmp|300|550|°C}}. Les réactifs gazeux circulent sur quatre lits de catalyseurs. À chaque passage, environ 15 % des réactifs sont transformés, mais tous les réactifs qui n'ont pas réagi sont recyclés, ce qui permet d'atteindre un [[taux de conversion]] de 98 %. Après chaque passage, les réactifs sont refroidis pour maintenir une [[constante d'équilibre]] raisonnable.

Le vaporeformage, 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 {{nb|3.5 MPa}}.

En développant son procédé, Haber mit au point la technique du recyclage des réactifs inutilisés<ref name=Modak/>. Si les réactifs sont mis en présence une seule fois, les paramètres de l'équation chimique à l'équilibre ne donnent pas un taux de conversion suffisamment élevé. Haber se rendit compte qu'il était possible d'extraire une partie des produits, évacués à haute pression du [[Réacteur (chimie)|réacteur]], et d'injecter de nouvelles quantités de réactifs dans le réacteur pour y maintenir une pression favorisant la production d'ammoniac. Au {{s-|XXI|e}}, cette technique est aussi appliquée en [[chimie organique]] à haute pression<ref name=Modak/>.

=== Vitesse de réaction et constante d'équilibre ===
Pour effectuer la synthèse, il faut considérer deux paramètres contradictoires : la [[constante d'équilibre]] et la [[Cinétique chimique#Vitesse de réaction|vitesse de réaction]]. À la température de la pièce, la réaction est lente et une solution évidente serait d'élever sa température. Cela peut augmenter la vitesse de réaction, mais puisque la réaction est [[Réaction exothermique|exothermique]], ce changement favorise, selon la [[Déplacement d'équilibre#Influence de la température : Loi expérimentale de van 't Hoff|loi expérimentale de van 't Hoff]], la réaction inverse (endothermique). Cela réduit donc la constante d'équilibre qui se calcule par :

: <math>K_\text{éq} = \frac{p_{\mathrm{NH}_3}^2}{p_{\mathrm N_2}.p_{\mathrm H_2}^3}</math>.

{|Align="right" cellpadding="10" width="250px"
|
{| class="wikitable droite" padding="4" width="225px"
|+Variation de ''K''{{ind|éq}} pour l'équilibre<br />
N{{ind|2(g)}} + 3 H{{ind|2(g)}} ⇌ 2 NH{{ind|3(g)}}<br />
en fonction de ''T''<ref>{{Ouvrage
| langue=en
| prénom1=Theodore L.
| nom1=Brown
| prénom2=H. Eugene
| nom2=Lemay
| prénom3=Bruce E.
| nom3=Bursten
| titre=Chemistry
| sous-titre=The Central Science
| lieu=Upper Saddle River
| éditeur=Pearson Publications Company
| année=2003
| numéro d'édition=9
| isbn=978-0-13-038168-2
| isbn10=0-13-038168-3
| oclc=52255873
}}.</ref>
|-
! ''T'' ([[degré Celsius|°C]])
! ''K''{{ind|éq}}{{C'est-à-dire}}
|-
|align="center" | 300
| {{nb|4,34 e-3}}
|-
|align="center" | 400
| {{nb|1,64 e-4}}
|-
|align="center" | 450
| {{nb|4,51 e-5}}
|-
|align="center" | 500
| {{nb|1,45 e-5}}
|-
|align="center" | 550
| {{nb|5,38 e-6}}
|-
|align="center" | 600
| {{nb|2,25 e-6}}
|}
|}

Quand la température augmente, l'équilibre se déplace et la constante d'équilibre diminue énormément selon la [[relation de van 't Hoff]]. Il faudrait donc imposer une basse température et recourir à d'autres moyens pour augmenter la vitesse de réaction. Cependant, le catalyseur exige une température d'au moins {{tmp|400|°C}} pour être efficace.

La constante d'équilibre ne dépend que de la température, mais augmenter la pression permet de déplacer l'équilibre et de favoriser la réaction directe. En effet, il y a quatre moles de réactifs pour deux moles de produits. Selon le [[principe de Le Chatelier]], une augmentation de la pression favorisera la réaction qui diminue la pression du système à l'équilibre.

Une pression d'environ 200 [[Atmosphère (unité)|atm]] déplace suffisamment l'équilibre pour obtenir une production raisonnable. Financièrement, par contre, augmenter la pression est une opération coûteuse. En effet, les spécifications des [[tuyau]]x, des [[récipient]]s et des [[vanne]]s doivent être plus sévères que les normes habituelles. Le fonctionnement des [[pompe]]s et des [[compresseur mécanique|compresseurs]] à cette pression demande beaucoup d'énergie. Il y a aussi des considérations de sécurité à prendre en compte. Pour toutes ces raisons, un compromis doit être fait : à chaque passage des réactifs, le taux de conversion est d'environ 15 %.

Le taux de conversion de la réaction peut être augmenté par extraction du produit (le gaz d'ammoniac) du mélange. En pratique, la séparation entre produit et réactifs n'est pas effectuée au sein du réacteur, car la température y est trop élevée, mais à la sortie du réacteur. Les gaz chauds sont refroidis dans le condenseur et l'ammoniac est alors liquéfié, séparé et dirigé vers une cuve. L'hydrogène et l'azote qui n'ont pas réagi sont à nouveau ré-introduits dans le réacteur dans le but de les convertir en ammoniac.

=== Catalyseurs ===
Pour les besoins de cette industrie, le catalyseur à base de fer est préparé en exposant une masse de [[magnétite]], un [[oxyde de fer]], à un gaz de dihydrogène porté à haute température. Cela réduit une partie de la magnétite en fer métallique, éliminant l'oxygène dans le processus. Le volume initial du catalyseur est conservé en grande partie. La masse est devenue un matériau très poreux dont la grande surface de contact multiplie l'efficacité catalytique. Le catalyseur inclut également du [[calcium]] et des [[oxyde]]s d'[[aluminium]], ce qui facilite l'activité catalytique et maintient la surface de contact tout au long de son existence, ainsi que du [[potassium]], ce qui augmente la densité [[électron]]ique du catalyseur et améliore son activité.

En présence du catalyseur, la réaction évoluerait comme suit :
# N{{ind|2(g)}} → N{{ind|2([[Adsorption|ad]])}}<ref group=note>« ad » pour adsorbé.</ref>
# N{{ind|2(ad)}} → 2 N{{ind|(ad)}}
# {{H2}}{{ind|(g)}} → {{H2}}{{ind|(ad)}}
# {{H2}}{{ind|(ad)}} → 2 H{{ind|(ad)}}
# N{{ind|(ad)}} + 3H{{ind|(ad)}} → NH{{ind|3(ad)}}
# NH{{ind|3(ad)}} → NH{{ind|3(g)}}.

La réaction 5 survient en trois étapes, formant successivement NH, NH{{ind|2}} et NH{{ind|3}}. Des indices, obtenus à partir de différentes expériences, montrent que la {{nobr|réaction 2}} est la plus lente.

La compréhension de ces étapes est en grande partie due aux travaux de [[Gerhard Ertl]]<ref>{{article
 | langue =en
 | prénom1 =F. | nom1 = Bozso
 | prénom2 =G. | nom2 = Ertl
 | prénom3 =M. | nom3 = Grunze
 | prénom4 =M. | nom4 = Weiss
 | titre = Interaction of nitrogen with iron surfaces: I. Fe(100) and Fe(111)
 | périodique = Journal of Catalysis
 | volume =49
 | numéro =1
 | année = 1977
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 | doi = 10.1016/0021-9517(77)90237-8
}}.</ref>{{,}}<ref>{{article
 | langue =en
 | prénom1 =R. | nom1 = Imbihl
 | prénom2 =R. J. | nom2 = Behm
 | prénom3 =G. | nom3 = Ertl
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 | titre = The structure of atomic nitrogen adsorbed on Fe(100)
 | périodique = Surface Science
 | volume =123
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}}.</ref>{{,}}<ref>{{article
 | langue =en
 | prénom1 =G. | nom1 = Ertl
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 | prénom3 =M. | nom3 = Weiss
 | titre = Kinetics of nitrogen adsorption on Fe(111)
 | périodique = Surface Science
 | volume =114
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 | année = 1982
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 | doi = 10.1016/0039-6028(82)90702-6
}}.</ref>{{,}}<ref>{{article
 | langue =en
 | prénom1 =G. | nom1 = Ertl
 | titre = Primary steps in catalytic synthesis of ammonia
 | périodique = Journal of Vacuum Science & Technology
 | volume =1
 | numéro =2
 | année = 1983
 | pages =1247–1253
 | doi = 10.1116/1.572299
}}.</ref>.

=== Extraction de l'ammoniac ===
{{...}}

== Production annuelle ==
Au {{s-|XXI|e}}, la production d'ammoniac synthétique consomme de 3 à 5 % de la production mondiale de [[gaz naturel]]<ref name=Smil/>{{,}}<ref>{{article
 | langue =en
 | prénom1 =Barry E. | nom1 = Smith
 | titre = Structure. Nitrogenase reveals its inner secrets
 | périodique = [[Science (revue)|Science]]
 | volume =297 | numéro =5587
 | mois =septembre | année = 2002
 | pages =1654–5
 |doi = 10.1126/science.1076659
}}.</ref> (entre 1 et 2 % environ de la production mondiale d'énergie<ref>{{article
 |langue = en
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 |titre = World fertilizer prices soar as food and fuel economies merge
 |périodique = IFDC
 |jour = 19
 |mois = février
 |année = 2008
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 |archiveurl = https://web.archive.org/web/20080509143540/http://www.ifdc.org/i-wfp021908.pdf
 |archivedate = 9 mai 2008
 }}.</ref>).

{| class="wikitable sortable centre"
|+ Production mondiale<br>d'ammoniac synthétique<ref group=note>Les données proviennent de rapports publiés par l'[[United States Geological Survey]]. Pour une année, elles peuvent changer selon la date de publication du document. Par exemple, le rapport publié en {{date-|février 2000}} ([http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/nitrogen/480300.pdf lire en ligne], sur ''minerals.usgs.gov'') indique que la production mondiale de 1999 était de {{nobr|101 millions}} de tonnes métriques, alors que le rapport publié en {{date-|janvier 2001}} ([http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/nitrogen/480301.pdf lire en ligne], sur ''minerals.usgs.gov'') donne {{nobr|108 millions}}.</ref>
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!Année
!Production<br />(millions<br />de tonnes)
!Prix moyen<br />de la tonne<br />aux États-Unis<br />([[Dollar américain|USD]])<ref group=note>Ce prix est calculé avec [[franco à bord]] à partir de la [[Côte du Golfe (États-Unis)|côte du golfe américaine]].</ref>
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|titre= Nitrogen (fixed) - Ammonia
|nom= (Nirogen Specialist)
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|éditeur=U.S. Geological Survey
|lien éditeur=United States Geological Survey
|mois= janvier |année= 1996
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|titre= Nitrogen (fixed) - Ammonia
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|éditeur=U.S. Geological Survey
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|éditeur=U.S. Geological Survey
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|}

Pour l'année 2000 ou 2001, Smil affirme que la production annuelle d'ammoniac aurait été d'environ {{nobr|130 millions}} de tonnes, dont les 4/5 auraient été transformés en engrais azotés<ref>[[#Smil, 2001|Smil, 2001]], p. xv.</ref>. Pour l'{{nobr|année 2002}}, Modak affirme que le procédé Haber-Bosch aurait permis la production annuelle de {{nobr|130 millions}} de tonnes d'[[engrais]] azotés, la plupart sous la forme de [[sulfate d'ammonium]], de [[phosphate d'ammonium]] ((NH{{ind|4}}){{ind|3}}PO{{ind|4}}), de [[nitrate d'ammonium]] et d'[[urée]]<ref name=Modak/>. Selon Lawrence, en 2002, {{nobr|90 millions}} de tonnes d'engrais azotés, fabriqués à partir d'ammoniac synthétique, auraient été consommés<ref name=Lawrence/>.

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<ref>[[#Smil, 2001|Smil, 2001]], p. 127.</ref>. Selon Modak, la production de l'ammoniac est la sixième plus importante par la masse en 2002<ref name=Modak/>.


== Liste de produits dérivés de l'ammoniac ==
{{Arbre|contenu=
* [[Ammoniac]]
** [[Hydrazine]]
** [[Monoxyde d'azote]]
*** [[Acide nitrique]]
**** [[Nitrate]]s
***** [[Nitrate d'ammonium]]
***** [[Nitrite]]s
*** [[Hydroxylamine]]
*** [[Nitrite]]s
** [[Ammonium|Sels d'ammonium]]
*** [[Urée]]
}}
== Notes et références ==
=== Références ===
{{Références}}

=== Notes ===
<References group="note"/>

== Voir aussi ==
=== Bibliographie ===
* {{Ouvrage
| langue=en
| auteur1=K. Jones
| directeur1=J. C. Bailar, H. J. Emeléus, Sir Ronald Nyholm et A.F. Trotman-Dickenson
| titre=Nitrogen
| titre volume=Comprehensive Inorganic Chemistry
| lieu=New York
| éditeur=[[Pergamon Press]]
| année=1973
| pages totales=547
| passage=149-150
| isbn=978-0-08-017275-0
| isbn10=0-08-017275-X
| id=Bailar
}}.
* {{Ouvrage
| langue=en
| auteur1=Vaclav Smil
| titre=Enriching the Earth : Fritz Haber, Carl Bosch, and the Transformation of World Food Production
| lieu=Cambridge
| éditeur=[[The MIT Press]]
| année=2001
| pages totales=358
| format livre=poche
| isbn=978-0-262-69313-4
| lccn=00026291
| lire en ligne=https://books.google.com/books?id=G9FljcEASycC&printsec=frontcover
| id=Smil, 2001
}}.
* {{Ouvrage
| langue=en
| auteur1=Thomas Hager
| titre=The Alchemy of Air : A Jewish Genius, a Doomed Tycoon, and the Scientific Discovery That Fed the World but Fueled the Rise of Hitler
| lieu=New York
| éditeur=Harmony Books
| année=2008
| numéro d'édition=1
| pages totales=336
| isbn=978-0-307-35178-4
| lccn=2008003192
| id=Hager, 2008
}}.

* {{Ouvrage
| langue=en
| auteur1=Fritz Haber
| titre=The Synthesis of Ammonia From its Elements
| lieu=Oslo, Suède
| éditeur=Fondation Nobel
| année=1920
| pages totales=15
| lire en ligne=http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1918/haber-lecture.pdf
| id=Haber, 1920
}}.

* {{Ouvrage
| langue=en
| auteur1=Carl Bosch
| titre=The Development of the Chemical High Pressure Method During the Establishment of the New Ammonia Industry
| lieu=Oslo, Suède
| éditeur=Fondation Nobel
| année=1931
| pages totales=45
| lire en ligne=http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1931/bosch-lecture.pdf
| id=Bosch, 1931
}}.
* {{Ouvrage
| langue=en
| directeur1=Glenn D. Considine et Peter H. Kulik
| titre=Ammonia
| titre volume=[[Van Nostrand's Scientific Encyclopedia]] | numéro d'édition=9
| lieu=Canada
| éditeur=[[John Wiley & Sons]]
| année=2002
| pages totales=3898
| passage=140-143
| isbn=978-0-471-33230-5
| isbn10=0-471-33230-5
| id=Considine et Kulik, 2002
}}.
* {{Ouvrage
| langue=en
| auteur1=Stephen A. Lawrence
| titre=Amines. Synthesis, Properties and Applications
| lieu=Cambridge
| éditeur=[[Cambridge University Press]]
| année=2006
| pages totales=384
| format livre=poche
| isbn=978-0-521-02972-8
| lire en ligne=http://www.cambridge.org/catalogue/catalogue.asp?isbn=9780521782845&ss=exc
| titre chapitre=An introduction to the amines
| id=Lawrence, 2006
}}.

* {{article
 |langue = en
 |prénom1 = Jaime
 |nom1 = Wisniak
 |titre = Fritz Haber - a Conflicting Chemist
 |périodique = Indian Journal of History of Science
 |volume = 37
 |numéro = 2
 |jour = 26
 |mois = décembre
 |année = 2002
 |pages = 153-173
 |issn = 0019-5235
 |url texte = http://www.new.dli.ernet.in/rawdataupload/upload/insa/INSA_1/2000616e_153.pdf
 |format électronique = PDF
 |consulté le = 24 juillet 2009
 |id = Wisniak, 2002
 }}.

=== Articles connexes ===
* [[Cycle de l'azote]]
* [[Nitrogénase]] (fixation biologique du diazote)

=== Liens externes ===
; Sur le procédé
* {{Lien web
|langue=en
|url=http://www.wisegeek.com/what-is-the-haber-bosch-process.htm
|titre=What is the Haber-Bosch Process?
|auteur=Michael Anissimov
|année=2003-2009
|éditeur=Conjecture Corporation
|consulté le= 1 mars 2009}}
* {{Lien web
|langue=en
|url=http://www.idsia.ch/~juergen/haberbosch.html
|site=idsia.ch
|titre=Haber & Bosch - Haber-Bosch process
|auteur=Jürgen Schmidhuber
|année=2003-2009
|consulté le= 1 mars 2009}}
* {{Lien web
|langue=en
|url=http://www.ausetute.com.au/haberpro.html
|titre=Haber Process: Ammonia Production
|éditeur=AUS-e-TUTE
|consulté le= 1 mars 2009}}
* {{Lien web
| langue = en
| url = http://www.chemguide.co.uk/physical/equilibria/haber.html
| auteur = Jim Clark
| titre = The Haber Process
| année = 2002
| éditeur = [http://www.chemguide.co.uk Chemguide]}}

; Sur la production industrielle
* {{Lien web
| langue = de
| url = http://www.ammoniaksynthese.de
| titre = Die Ammoniaksynthese
| année = 2006
| éditeur = Plonsker Media Gmbh}} (site consacré à la synthèse de l'ammoniac)
* {{Lien web
| langue = en
| url = http://minerals.usgs.gov/minerals/pubs/commodity/nitrogen/
| titre = Nitrogen - Statistics and Information
| auteur = R. Callaghan
| année = 2009
| éditeur = U.S. Geological Survey}} (résumés sur deux pages de l'état des productions américaine et mondiale de l'ammoniac synthétique, de 1996 à 2009)

{{Portail|Chimie}}

[[Catégorie:Procédé chimique]]
[[Catégorie:Gaz de synthèse]]
[[Catégorie:Catalyse hétérogène]]
[[Catégorie:Fritz Haber]]