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Línea 5: Alrededor del 78,1% del aire que nos rodea es nitrógeno molecular, N<sub>2</sub>. El [[elemento químico\|elemento]] como [[molécula]] diatómica gaseosa es muy estable y relativamente inerte debido al [[Enlace químico\|enlace]] triple que mantiene los dos átomos fuertemente unidos. No fue sino hasta los primeros años del siglo XX cuando este proceso fue desarrollado para obtener nitrógeno del aire y producir amoníaco, que al oxidarse forma [[nitrito]]s y [[nitrato]]s. Estos son esenciales en los [[ácido nítrico]] (HNO3) y [[fertilizante]]s (ejemplo: [[nitrato de amonio]] (NH4NO3)). ~~maincrah~~ Como la reacción natural es muy lenta, se acelera con un [[Catálisis\|catalizador]] de [[hierro]] (Fe<sup>3+</sup>) y óxidos de aluminio (Al<sub>2</sub>O<sub>3</sub>) y potasio (K<sub>2</sub>O) permitiendo que el equilibrio se alcance con mayor rapidez. Los factores que aumentan el rendimiento, al desplazar el equilibrio de la reacción hacia los productos ([[Principio de Le Châtelier]]), son las condiciones de alta presión (150-300 [[atmósfera]]s) y altas temperaturas (400-500 [[grados Celsius\|°C]]),<ref>{{cita web \| url = http://www.cem.msu.edu/~cem924sg/SandraBencic.pdf \| título = Síntesis de amoníaco promovida por catalizadores de hierro, por Sandra Bencic, del Departamento de Química de la Universidad del Estado de Michigan, año 2001.}}</ref> resultando en un rendimiento del 10-20%. '''<center>[[Dinitrógeno\|N<sub>2(g)</sub>]] + 3[[dihidrógeno\|H<sub>2(g)</sub>]] ↔ 2[[amoníaco\|NH<sub>3(g)</sub>]] + ΔH <sup>...</sup>(1)</center>''' '''ΔH''' representa el calor generado, también llamado [[entalpía]], y equivale a -92,4 [[Julio (unidad)\|kJ]]/[[mol]]. Como libera calor, la reacción es [[exotérmica]].

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