Calcul de la masse nécessaire d'un réactif

Contexte : La production d'engrais azotés pour l'agriculture mondiale.

L'ammoniac (\(NH_3\)) est l'un des composés chimiques les plus produits au monde (plus de 150 millions de tonnes par an). Il est synthétisé principalement par le Procédé Haber-BoschProcédé industriel de synthèse de l'ammoniac à partir de diazote et de dihydrogène sous haute pression., développé au début du XXe siècle par Fritz Haber et industrialisé par Carl Bosch. Ce procédé est vital : on estime que près de 50% de l'azote contenu dans le corps humain provient indirectement de ce processus via l'alimentation.

Dans cet exercice, vous vous placez dans la peau d'un ingénieur procédé qui doit dimensionner l'apport en réactifs pour une nouvelle unité de production. L'objectif est de calculer précisément la masse de dihydrogène (\(H_2\)) nécessaire pour atteindre un objectif de production, en tenant compte des contraintes réelles du rendement industriel.

Remarque Pédagogique : Cet exercice ne se contente pas d'appliquer des formules. Il vous apprend à raisonner comme un ingénieur : partir d'un besoin (la sortie), remonter aux besoins théoriques (la stœchiométrie), puis ajuster en fonction des réalités du terrain (le rendement).

Objectifs Pédagogiques

Maîtriser le calcul des masses molaires moléculaires à partir du tableau périodique.
Comprendre et utiliser les coefficients stœchiométriques pour relier les quantités de matière entre réactifs et produits.
Intégrer la notion critique de rendement industriel (\(\eta\)) pour passer de la théorie à la pratique.
Convertir avec aisance les unités de masse (kg, g) et de quantité de matière (mol).

Données de l'étude

Votre usine doit produire une charge précise d'ammoniac liquide dans un réacteur continu. La réaction de synthèse a lieu entre le diazote gazeux (\(N_2\)), extrait de l'air, et le dihydrogène gazeux (\(H_2\)), souvent issu du reformage du méthane, en présence d'un catalyseur à base de fer.

Fiche Technique / Données

Donnée	Valeur
Masse molaire atomique de l'Azote (\(N\))	\(14,0 \text{ g/mol}\)
Masse molaire atomique de l'Hydrogène (\(H\))	\(1,0 \text{ g/mol}\)
Rendement de synthèseRatio entre la quantité de produit réellement obtenue et la quantité théorique maximale possible. (\(\eta\))	\(85 \%\) (ou 0,85)

Schéma de Principe du Réacteur Haber-Bosch

Paramètre Cible	Symbole	Valeur	Unité
Masse d'Ammoniac désirée	\(m_{NH3}\)	500	\(\text{kg}\)

Questions à traiter

Calculer les masses molaires moléculaires des espèces chimiques (\(NH_3\) et \(H_2\)).
Déterminer la quantité de matière (en moles) d'ammoniac cible correspondant à 500 kg.
En déduire la quantité de matière théorique de dihydrogène (\(H_2\)) nécessaire selon la stœchiométrie.
Calculer la masse réelle de \(H_2\) à introduire en tenant compte du rendement de 85%.

Les bases théoriques

1. La Mole : Le pont entre l'invisible et le visible
En chimie, les atomes sont trop petits pour être comptés un par un. On utilise donc un "paquet" standard appelé la mole. Une mole contient toujours \(6,02 \times 10^{23}\) entités (Nombre d'Avogadro).
La masse molaire \(M\) est la masse d'une seule mole de ces entités. Elle permet de passer de la masse \(m\) (pesable sur une balance) à la quantité de matière \(n\) (utilisable dans les équations).

Formule Fondamentale

n = \frac{m}{M}

Où :

\(n\) : quantité de matière en moles (mol)
\(m\) : masse de l'échantillon en grammes (g)
\(M\) : masse molaire en grammes par mole (g/mol)

2. La Stœchiométrie : La "recette de cuisine" chimique
Une équation chimique équilibrée nous indique les proportions exactes. Pour la synthèse de l'ammoniac :

Équation de réaction

N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3

Les coefficients (1, 3, 2) sont des rapports de moles, pas de masses. Cela signifie que :
• 1 mole de \(N_2\) réagit avec 3 moles de \(H_2\)
• Pour former 2 moles de \(NH_3\).

3. Le Rendement : La réalité industrielle
En théorie, on suppose que tout réagit parfaitement. En pratique, des réactions parasites, des équilibres thermodynamiques ou des pertes physiques limitent la production. Le rendement \(\eta\) (eta) quantifie cette efficacité.

Définition du rendement (\(\eta\))

\eta = \frac{n_{obtenu}}{n_{theorique}}

Par conséquent, pour obtenir une quantité donnée, il faut toujours prévoir plus de réactifs au départ : \[ n_{reactif\_necessaire} = \frac{n_{stoechiometrique}}{\eta} \]

Correction : Calcul de la Masse Nécessaire d'un Réactif : Synthèse de l'Ammoniac

Question 1 : Calculer les masses molaires moléculaires

Principe

La masse molaire d'une molécule est la somme des masses molaires de tous les atomes qui la composent. C'est une propriété additive. On utilise les valeurs du tableau périodique pour chaque élément (H, N, O, etc.).

Mini-Cours

Distinction Atome vs Molécule : L'hydrogène se trouve dans la nature sous forme de gaz dihydrogène (\(H_2\)), composé de deux atomes liés. Sa masse molaire est donc le double de la masse atomique de l'élément H.

Remarque Pédagogique

Une erreur classique est d'utiliser la masse atomique (H=1) au lieu de la masse moléculaire (H2=2) dans les calculs de masse. Vérifiez toujours si vous manipulez des atomes isolés ou des molécules.

Normes

Les masses atomiques sont définies par l'UICPA par rapport à l'isotope Carbone-12. Dans les calculs industriels courants, on arrondit souvent : H=1.008 devient 1.0, N=14.007 devient 14.0.

Formule(s)

Somme des masses atomiques

M(A_xB_y) = x \cdot M(A) + y \cdot M(B)

Hypothèses

On considère les isotopes naturels majoritaires.

Donnée(s)

Atome	Symbole	Masse Molaire Atomique (g/mol)
Azote	N	14,0
Hydrogène	H	1,0

Astuces

Mémorisez les "Grands 4" de la chimie organique : H (1), C (12), N (14), O (16). Cela accélère considérablement la compréhension des calculs.

Schéma : De l'atome à la molécule

Calcul(s)

Calcul pour l'Ammoniac (\(NH_3\))

On remplace chaque symbole par sa masse atomique : 1 fois l'azote (14,0) et 3 fois l'hydrogène (1,0). La molécule contient 1 atome d'azote et 3 atomes d'hydrogène. On fait la somme pondérée :

\begin{aligned} M(NH_3) &= (1 \times 14,0) + (3 \times 1,0) \\ &= 14,0 + 3,0 \\ &= 17,0 \text{ g/mol} \end{aligned}

Le résultat 17,0 g/mol signifie qu'une mole de molécules d'ammoniac pèse exactement 17 grammes.

Calcul pour le Dihydrogène (\(H_2\))

Pour le dihydrogène, la molécule est simple : elle est constituée de deux atomes d'hydrogène liés ensemble. Le gaz réactif est diatomique (deux atomes identiques d'hydrogène) :

\begin{aligned} M(H_2) &= 2 \times 1,0 \\ &= 2,0 \text{ g/mol} \end{aligned}

Une mole de gaz H2 pèse donc 2,0 grammes. C'est une molécule très légère.

Schéma : Bilan des Masses Molaires

Visualisation des masses pour une quantité standard (1 mole).

Réflexions

On constate que l'ammoniac est une molécule légère (17 g/mol), très proche de la masse de l'eau (18 g/mol). Cela lui confère des propriétés physiques particulières, comme une grande volatilité à température ambiante.

Points de vigilance

Unité : La masse molaire s'exprime toujours en g/mol, jamais en kg/mol dans les tables standard, ni en grammes tout court.

Points à Retenir

Pour calculer M : on compte les atomes, on regarde leur masse dans le tableau, et on additionne le tout.

Le saviez-vous ?

Bien que l'hydrogène soit l'élément le plus léger, il occupe un volume énorme sous forme gazeuse : 1 mole de \(H_2\) (2g) occupe 24 litres à pression ambiante !

FAQ

Doit-on apprendre le tableau périodique par cœur ?

Non, les masses molaires atomiques sont toujours fournies dans les données de l'exercice.

\(M(NH_3) = 17 \text{ g/mol}\) et \(M(H_2) = 2 \text{ g/mol}\)

A vous de jouer
Calculez la masse molaire du Diazote (\(N_2\)).

📝 Mémo
Molécule = Somme des Atomes. \(H_2 \neq H\).

Question 2 : Quantité de matière cible

Principe

En chimie, on ne peut pas raisonner directement avec les kilogrammes car chaque molécule a un poids différent. Il faut convertir la masse macroscopique (la commande de 500 kg) en un nombre de molécules (en moles) pour utiliser les proportions de la réaction. C'est l'étape de "traduction" du langage industriel vers le langage chimique.

Mini-Cours

La mole est simplement une unité de comptage, comme la "douzaine" pour les œufs. Sauf qu'une mole est un paquet gigantesque : \(602\,000\,000\,000\,000\,000\,000\,000\) molécules ! C'est nécessaire car les molécules sont infiniment petites.

Remarque Pédagogique

Le piège absolu ici est l'unité de masse. La masse molaire est en grammes/mol, mais la donnée est en kilogrammes. La conversion est obligatoire.

Normes

Dans le système SI, l'unité de quantité de matière est la mole (mol).

Formule(s)

Relation Masse-Mole

n = \frac{m}{M}

Hypothèses

On considère que l'ammoniac produit est pur à 100%.

Donnée(s)

Paramètre	Symbole	Valeur	Unité
Masse cible	\(m\)	500	\(\text{kg}\)
Masse molaire	\(M\)	17	\(\text{g/mol}\)

Astuces

Pour convertir des kg en g, il suffit de multiplier par 1000 (ou d'ajouter 3 zéros). Pensez "kilo" = "mille".

Schéma : L'importance de la conversion

Calcul(s)

Conversion d'unités

Commençons par convertir la masse cible en grammes, car c'est l'unité compatible avec notre masse molaire (g/mol). On convertit d'abord la masse en grammes pour l'homogénéité :

\begin{aligned} m_{NH3} &= 500 \text{ kg} \\ &= 500 \times 1000 \text{ g} \\ &= 500\,000 \text{ g} \end{aligned}

Nous avons donc un demi-million de grammes d'ammoniac à produire.

Application numérique

Appliquons maintenant la formule \( n = m/M \). On divise la masse totale par la masse d'une seule mole pour trouver le nombre de moles. On applique la formule avec les valeurs converties :

\begin{aligned} n(NH_3) &= \frac{500\,000 \text{ g}}{17,0 \text{ g/mol}} \\ &\approx 29\,411,76... \text{ mol} \end{aligned}

Ce résultat intermédiaire est crucial : il représente notre cible de production en 'langage chimique' (moles). On arrondit généralement à l'entier le plus proche pour des moles aussi grandes.

Schéma : Visualisation de la Quantité

C'est le nombre de "paquets" chimiques à fabriquer.

Réflexions

Le chiffre est énorme (près de 30 000 moles), ce qui est normal : les molécules sont minuscules, il en faut une quantité astronomique pour atteindre 500 kg.

Points de vigilance

Si vous oubliez la conversion kg -> g, vous trouverez 29,4 moles. Or, 29 moles de gaz pèsent à peine 500 grammes, pas 500 kilogrammes ! Vérifiez toujours l'ordre de grandeur.

Points à Retenir

Masse en grammes obligatoirement si M est en g/mol.

Le saviez-vous ?

En génie chimique industriel, on utilise souvent la "kilo-mole" (kmol) pour éviter ces grands chiffres. 1 kmol = 1000 mol. Ici, on aurait directement \(500 \text{ kg} / 17 = 29,4 \text{ kmol}\).

FAQ

Puis-je laisser le résultat sous forme de fraction ?

Mathématiquement oui, mais en ingénierie, on préfère une valeur décimale arrondie pour visualiser la quantité.

\(n(NH_3) \approx 29\,412 \text{ mol}\)

A vous de jouer
Combien de moles y a-t-il dans 170g de NH3 ? (Calcul mental)

📝 Mémo
n = m/M. Toujours.

Question 3 : Quantité théorique de \(H_2\)

Principe

Maintenant que nous savons combien de moles de produit nous voulons (29 412 mol), nous devons utiliser la "recette" chimique (l'équation équilibrée) pour savoir combien de réactif \(H_2\) est requis théoriquement. C'est ce qu'on appelle la stœchiométrie.

Mini-Cours

Les coefficients devant les molécules dans l'équation \(N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3\) indiquent les proportions. Ils se lisent : "Pour fabriquer 2 moles d'ammoniac, je dois consommer 3 moles d'hydrogène".

Remarque Pédagogique

Une erreur fréquente est d'utiliser les rapports de masse. Cela ne fonctionne pas ! La stœchiométrie ne fonctionne qu'avec les moles.

Normes

Principe de conservation de la matière (Lavoisier) appliqué aux atomes.

Formule(s)

Équation de réaction

N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3

Relation de proportionnalité (Produit en croix)

\frac{n(H_2)}{3} = \frac{n(NH_3)}{2}

Hypothèses

On suppose à ce stade que la réaction est totale et sans pertes (cas théorique idéal).

Donnée(s)

Espèce	Coefficient Stœchiométrique
Dihydrogène (\(H_2\))	3
Ammoniac (\(NH_3\))	2

Astuces

Faites un produit en croix simple : \(n(H_2) = n(NH_3) \times \frac{Coefficient_{H2}}{Coefficient_{NH3}}\). Ici, on multiplie par \(3/2\) (soit 1,5).

Schéma : Comprendre les proportions

Il faut 3 molécules de H₂ pour fabriquer 2 molécules de NH₃.

Calcul(s)

D'après l'équation bilan, les proportions sont fixes. On cherche \( n(H_2) \), on multiplie donc la quantité d'ammoniac par le ratio des coefficients (3/2). On isole l'inconnue \(n(H_2)\) à partir de la relation de proportionnalité :

n(H_2)_{theo} = n(NH_3) \times \frac{3}{2}

Cela confirme l'intuition : il faut 1,5 fois plus de 'briques' d'hydrogène que de produits finis. Application numérique :

\begin{aligned} n(H_2)_{theo} &= 29\,412 \times 1,5 \\ &\approx 44\,118 \text{ mol} \end{aligned}

Schéma : Amplification Stœchiométrique

Le besoin en matière première est stœchiométriquement supérieur à la production.

Réflexions

Le résultat est logique : le coefficient de \(H_2\) (3) est plus grand que celui de \(NH_3\) (2), donc on s'attend à devoir utiliser une quantité de matière de réactif plus élevée que la quantité de produit.

Points de vigilance

Ne vous trompez pas de sens ! Multiplier par \(2/3\) au lieu de \(3/2\) est l'erreur la plus fréquente. Rappelez-vous : on veut consommer beaucoup pour produire un peu moins (en nombre de moles).

Points à Retenir

La règle d'or : \(\frac{n_A}{a} = \frac{n_B}{b}\).

Le saviez-vous ?

Fritz Haber a reçu le prix Nobel de chimie en 1918 pour cette découverte, qui a permis de fabriquer des engrais synthétiques mais aussi des explosifs pendant la Première Guerre mondiale.

FAQ

Et pour l'azote (N2) ?

Le coefficient de N2 est 1. Donc \(n(N_2) = n(NH_3) / 2 = 14\,706\) mol. Il faut moitié moins d'azote que d'ammoniac produit.

\(n(H_2)_{theo} \approx 44\,118 \text{ mol}\)

A vous de jouer
Si je veux produire 4 moles de NH3, combien de moles de H2 me faut-il ?

📝 Mémo
Produit en croix avec les coefficients.

Question 4 : Masse réelle de \(H_2\) avec rendement

Principe

Dans le monde réel, une réaction chimique n'est jamais efficace à 100% (pertes, équilibres chimiques, cinétique lente). Si on mettait exactement la quantité théorique, on obtiendrait moins de produit que prévu. Pour garantir les 500 kg en sortie, il faut donc sur-alimenter le réacteur en entrée. Le rendement \(\eta\) sert à calculer ce surplus.

Mini-Cours

Rendement (\(\eta\)) : C'est le ratio "Ce qu'on obtient réellement" / "Ce qu'on aurait dû avoir en théorie".
Si \(\eta = 0,85\), cela signifie que pour 100 moles investies, seules 85 deviennent du produit utile.

Remarque Pédagogique

Intuitivement : si votre machine gaspille 15% de la matière, vous devez lui en donner plus au départ pour avoir le compte bon à la fin. C'est pourquoi on divise par le rendement (nombre < 1), ce qui augmente le résultat.

Normes

Le rendement est une donnée clé de performance industrielle (KPI).

Formule(s)

Calcul de la quantité réelle (Entrée)

n_{reel} = \frac{n_{theorique}}{\eta}

Retour à la masse

m = n \times M

Hypothèses

Le rendement de 85% est considéré global et constant sur la durée de l'opération.

Donnée(s)

Paramètre	Valeur
Rendement (\(\eta\))	0,85
Masse Molaire H2	2,0 g/mol

Astuces

Diviser par 0,85 revient à multiplier par environ 1,18. Cela signifie qu'il faut prévoir environ 18% de matière en plus.

Schéma : L'effet du rendement

Calcul(s)

1. Quantité réelle de matière (mol)

Puisque le rendement est inférieur à 100% (0,85), il faut injecter plus de matière que la théorie ne le prédit. On divise la quantité théorique par 0,85 :

\begin{aligned} n(H_2)_{reel} &= \frac{44\,118}{0,85} \\ &\approx 51\,903,5 \text{ mol} \end{aligned}

C'est la quantité qu'il faut injecter dans le réacteur. On passe de 44 118 mol à près de 52 000 mol. Ce surplus compensera les pertes du procédé.

2. Conversion en Masse (g puis kg)

Enfin, on convertit cette quantité de matière (mol) en masse (g) en utilisant la masse molaire du dihydrogène trouvée à la question 1. On utilise la masse molaire du dihydrogène \(M(H_2) = 2 \text{ g/mol}\).

\begin{aligned} m(H_2) &= n(H_2)_{reel} \times M(H_2) \\ &= 51\,904 \text{ mol} \times 2,0 \text{ g/mol} \\ &= 103\,808 \text{ g} \end{aligned}

Conversion finale en kilogrammes (division par 1000) :

\begin{aligned} 103\,808 \text{ g} &= \frac{103\,808}{1000} \text{ kg} \\ &\approx 103,8 \text{ kg} \end{aligned}

Ainsi, pour produire 500 kg d'ammoniac avec ce rendement, l'usine doit consommer environ 104 kg d'hydrogène.

Schéma : Surcoût du Rendement

Le rendement de 85% impose d'ajouter ~16 kg de matière supplémentaire pour atteindre l'objectif.

Réflexions

Si le rendement avait été de 100%, il aurait fallu \(44\,118 \times 2 = 88,2\) kg. Le coût de l'inefficacité (le rendement de 85%) est donc la consommation de \(103,8 - 88,2 = 15,6\) kg d'hydrogène supplémentaire.

Points de vigilance

Ne multipliez surtout pas par 0,85 ! Cela reviendrait à dire "Comme ma machine a des pertes, je vais lui donner MOINS de matière". C'est l'inverse : il faut lui en donner PLUS.

Points à Retenir

Entrée Réelle = Entrée Théorique / Rendement.

Le saviez-vous ?

Dans l'industrie moderne, les gaz qui n'ont pas réagi (les 15% de pertes) ne sont pas jetés ! Ils sont séparés de l'ammoniac en sortie et réinjectés en entrée (boucle de recyclage), ce qui permet d'atteindre un rendement global proche de 98%.

FAQ

Pourquoi le rendement n'est-il pas de 100% dès le premier passage ?

La réaction est un équilibre \(N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3\). L'ammoniac formé a tendance à se redécomposer en N2 et H2. On ne peut pas pousser la réaction jusqu'au bout en un seul passage.

Masse \(H_2\) requise : 103,8 kg

A vous de jouer
Si le rendement chutait dramatiquement à 50% (\(\eta=0.5\)), quelle masse de \(H_2\) serait nécessaire (pour la même production) ?

Indice : La quantité théorique (88,2 kg) ne change pas, seul le diviseur change.

📝 Mémo
Entrée > Sortie. Diviser par \(\eta\) augmente la valeur.

Schéma Bilan de Matière Final

Synthèse visuelle des flux entrants et sortants calculés.

📝 Grand Mémo : Chimie Industrielle

Pour réussir vos calculs de dimensionnement à tous les coups :

⚖️
1. L'Équation est Roi : Ne commencez jamais sans équilibrer l'équation. C'est votre carte routière. \(N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3\).
🔄
2. La Mole est Reine : Interdiction de faire des produits en croix avec des grammes ! Convertissez toujours en moles d'abord (\(n = m/M\)).
⚠️
3. Attention aux Gaz : Hydrogène = \(H_2\) (M=2), pas H (M=1). Azote = \(N_2\) (M=28), pas N (M=14).
📉
4. Le Rendement Coûte Cher : Pour obtenir ce que vous voulez en sortie malgré les pertes, il faut investir plus en entrée. Divisez la quantité théorique par le rendement (\(n / \eta\)).

"Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme." - Antoine Lavoisier

🎛️ Simulateur de Production

Ce simulateur vous permet de visualiser comment le besoin en matière première (Dihydrogène) évolue si vous changez vos objectifs de production ou si l'efficacité de votre usine varie.

Paramètres d'Entrée

Cible Production \(NH_3\) (kg) : 500

Rendement industriel (%) : 85

Masse \(H_2\) nécessaire (Réactif) : - kg

Masse \(N_2\) nécessaire (Réactif) : - kg

📝 Quiz final : Avez-vous tout compris ?

1. Si je veux produire 2 moles de \(NH_3\) avec un rendement parfait de 100%, combien de moles de \(H_2\) faut-il ?

1 mole (Moins que le produit)
3 moles (Stœchiométrie 3 pour 2)
2 moles (Autant que le produit)

2. Un rendement faible (ex: 30%) oblige l'ingénieur à :

Prévoir beaucoup plus de réactifs en entrée que la théorie.
Mettre moins de réactifs pour économiser.
Cela ne change rien à la quantité de réactifs, on produit juste moins.

📚 Glossaire Détaillé

Mole (mol): Unité de quantité de matière du Système International. Elle contient exactement \(6,022 \times 10^{23}\) entités élémentaires (atomes, molécules, ions...). C'est le "paquet standard" du chimiste.
Masse Molaire (M): Masse d'une mole d'une espèce chimique, exprimée en g/mol. Pour un atome, on la lit dans le tableau périodique. Pour une molécule, on somme les masses des atomes.
Stœchiométrie: Branche de la chimie qui étudie les proportions quantitatives (en moles) suivant lesquelles les réactifs se combinent et les produits se forment.
Rendement (\(\eta\)): Indicateur d'efficacité d'une réaction chimique. C'est le rapport (en %) entre la quantité de produit réellement obtenue et la quantité maximale théorique calculée par la stœchiométrie.
Catalyseur: Substance (ici le fer) qui augmente la vitesse d'une réaction chimique sans être consommée par celle-ci. Il permet d'atteindre l'équilibre plus vite.

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BOÎTE À OUTILS

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Objectifs Pédagogiques

Données de l'étude

Fiche Technique / Données

Schéma de Principe du Réacteur Haber-Bosch

Questions à traiter

Les bases théoriques

Correction : Calcul de la Masse Nécessaire d'un Réactif : Synthèse de l'Ammoniac

Question 1 : Calculer les masses molaires moléculaires

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma : De l'atome à la molécule

Calcul(s)

Calcul pour l'Ammoniac (\(NH_3\))

Calcul pour le Dihydrogène (\(H_2\))

Schéma : Bilan des Masses Molaires

Réflexions

Points de vigilance

Points à Retenir

Le saviez-vous ?

FAQ

Question 2 : Quantité de matière cible

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma : L'importance de la conversion

Calcul(s)

Conversion d'unités

Application numérique

Schéma : Visualisation de la Quantité

Réflexions

Points de vigilance

Points à Retenir

Le saviez-vous ?

FAQ

Question 3 : Quantité théorique de \(H_2\)

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma : Comprendre les proportions

Calcul(s)

Schéma : Amplification Stœchiométrique

Réflexions

Points de vigilance

Points à Retenir

Le saviez-vous ?

FAQ

Question 4 : Masse réelle de \(H_2\) avec rendement

Principe

Mini-Cours

Remarque Pédagogique

Normes

Formule(s)

Hypothèses

Donnée(s)

Astuces

Schéma : L'effet du rendement

Calcul(s)

1. Quantité réelle de matière (mol)

2. Conversion en Masse (g puis kg)

Schéma : Surcoût du Rendement