Calcul de la masse nécessaire d’un réactif
Comprendre le Calcul de la masse nécessaire d’un réactif
Pour la production d’ammoniac par le procédé Haber-Bosch, l’azote réagit avec l’hydrogène dans des conditions contrôlées.
Données:
- Équation chimique : \(N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g)\)
- Masse molaire de \(N_2\) : 28 g/mol
- Masse molaire de \(H_2\) : 2 g/mol
- Masse molaire de \(NH_3\) : 17 g/mol
- Masse souhaitée d’ammoniac à produire : 680 kg
Question:
Déterminez la masse de diazote (\(N_2\)) et de dihydrogène (\(H_2\)) nécessaire pour produire la quantité souhaitée d’ammoniac, en supposant un rendement de réaction de 100%.
Correction : Calcul de la masse nécessaire d’un réactif
1. Calcul de la masse de diazote (N\(_2\)) nécessaire
Le procédé Haber-Bosch requiert du diazote et du dihydrogène pour produire de l’ammoniac. L’équation chimique \(N_2(g) + 3H_2(g) \rightarrow 2NH_3(g)\) montre que 1 mole de \(N_2\) réagit avec 3 moles de \(H_2\) pour produire 2 moles de \(NH_3\). Pour déterminer la masse de \(N_2\) nécessaire, nous utilisons le ratio stœchiométrique entre \(N_2\) et \(NH_3\) indiqué par l’équation chimique.
Formule:
\[ \text{Masse de } N_2 = \left(\frac{\text{Moles de } NH_3}{2}\right) \times \text{Masse molaire de } N_2 \]
Données:
- Masse molaire de \(N_2\): 28 g/mol
- Masse molaire de \(NH_3\): 17 g/mol
- Masse souhaitée d’ammoniac (NH\(_3\)): 680 kg
Calcul:
Convertir la masse d’ammoniac en moles:
\[ \text{Moles de } NH_3 = \frac{680,000 \text{ g}}{17 \text{ g/mol}} \] \[ \text{Moles de } NH_3 = 40,000 \text{ moles} \]
Calculer la masse de nécessaire:
\[ \text{Masse de } N_2 = \left(\frac{40,000 \text{ moles}}{2}\right) \times 28 \text{ g/mol} \] \[ \text{Masse de } N_2 = 560,000 \text{ g} \] \[ \text{Masse de } N_2 = 560 \text{ kg} \]
2. Calcul de la masse de dihydrogène (H\(_2\)) nécessaire
En suivant l’équation chimique, 3 moles de \(H_2\) sont nécessaires pour chaque mole de \(N_2\). La masse de \(H_2\) est calculée en fonction du nombre de moles de \(N_2\) utilisé et du ratio stœchiométrique.
Formule:
\[ \text{Masse de } H_2 = (\text{Moles de } N_2 \times 3) \times \text{Masse molaire de } H_2 \]
Données:
- Masse molaire de \(H_2\): 2 g/mol
Calcul:
- Moles de déjà calculées: 20,000 moles (de la première partie)
Calculer la masse de \(H_2\) nécessaire:
\[ \text{Masse de } H_2 = (20,000 \text{ moles} \times 3) \times 2 \text{ g/mol} \] \[ \text{Masse de } H_2 = 120,000 \text{ g} \] \[ \text{Masse de } H_2 = 120 \text{ kg} \]
Résumé:
Pour produire 680 kg d’ammoniac, il est nécessaire d’utiliser 560 kg de diazote (N\(_2\)) et 120 kg de dihydrogène (H\(_2\)), supposant un rendement de 100%. Ces calculs illustrent l’importance de comprendre les ratios stœchiométriques et de convertir correctement les unités dans les processus industriels.
Calcul de la masse nécessaire d’un réactif
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