Reakcja syntezy amoniaku przebiega zgodnie z równaniem: N2 + 3H2 ⇄ 2NH3. Jest to układ gazowy, w którym po stronie produktów znajduje się mniej moli gazu (2) niż po stronie substratów (4). Z tego powodu zwiększanie ciśnienia całkowitego sprzyja tworzeniu amoniaku, ponieważ – zgodnie z zasadą Le Chateliera – układ reaguje na wzrost ciśnienia przesunięciem równowagi w stronę mniejszej objętości (mniejszej liczby moli gazu).
W treści pytania podano temperaturę 200°C oraz wymagany skład mieszaniny: 90% obj. NH3. W mieszaninach gazowych przy tych samych warunkach ciśnienia i temperatury udział objętościowy jest praktycznie równy ułamkowi molowemu, więc warunek 90% obj. można interpretować jako bardzo wysoką zawartość równowagową produktu. Aby taki skład osiągnąć, zwykle potrzebne jest wysokie ciśnienie.
Odpowiedź "30,4 MPa" jest zgodna z ideą, że ciśnienie musi być znacząco podniesione, ale niekoniecznie skrajnie wysokie. W praktyce wartość ta najczęściej wynika z odczytu z wykresu/tabeli równowagi dla 200°C, która łączy temperaturę, ciśnienie i skład mieszaniny równowagowej.
- "10,2 MPa" jest typowym przykładem zbyt niskiego ciśnienia dla uzyskania tak wysokiej zawartości NH3; przy niższym ciśnieniu równowaga w większym stopniu faworyzuje substraty.
- "60,8 MPa" reprezentuje przesadne zwiększenie ciśnienia; choć kierunek wpływu jest poprawny, w danych równowagowych dla 200°C nie musi być wymagane aż tak duże ciśnienie do 90% obj.
- "91,3 MPa" jest jeszcze bardziej skrajną propozycją; taka wartość może wynikać z błędnego odczytu osi wykresu, pomylenia jednostek lub nieuprawnionego założenia liniowej zależności składu od ciśnienia.
Na egzaminie kluczowe jest: (1) rozpoznać, że wzrost ciśnienia zwiększa udział NH3, (2) korzystać z właściwego źródła danych równowagowych dla zadanej temperatury, (3) uważać na jednostki (MPa) i na to, czy odczyt dotyczy składu równowagowego, a nie chwilowej konwersji.
