Exercices 703
Exercices
Exercice 26.1 Synthèse de l’ammoniac
Méthode (26.1)
L’ammoniac NH 3 est fabriqué industriellement en très grande quantité. Sa principale application
est la fabrication d’engrais azotés. Le procédé de Haber-Bosch consiste à faire réagir du diazote N 2
avec du dihydrogène H 2 (obtenu par vaporéformage du méthane issu du gaz naturel). La réaction
est :
3 H 2 (g) + N 2 (g) = 2 NH 3 (g)
Elle est réalisée en système fermé, à une pression constante P = 100 bar et une température
constante de 400
◦ C. La constante d’équilibre à cette température est K = 2,9 · 10
−4 . Initialement,
on introduit dans le réacteur N 2 et H 2 en proportions stœchiométriques.
1. Soit n 0 le nombre de moles initial de N 2 . Écrire un tableau d’avancement.
2. Obtenir l’équation vérifiée par le taux de N 2 restant, défini comme le rapport de la quantité de
N 2 à l’équilibre par la quantité initiale. Résoudre cette équation.
3. En déduire le taux de conversion de N 2 . Quel serait ce taux pour une pression P = 1,0 bar ?
Exercice 26.2 Oxydation de l’ammoniac
Méthode (26.1)
L’acide nitrique HNO 3 est produit en grande quantité, principalement pour être utilisé dans la
fabrication des engrais azotés. La première étape de la fabrication industrielle de l’acide nitrique
est l’oxydation de l’ammoniac :
4 NH 3 (g) + 5 O 2 (g) = 4 NO(g) + 6 H 2 O(g)
La réaction est réalisée à la température 800
◦ C et à une pression constante P = 1,0 bar. À cette
température, le logarithme népérien de la constante d’équilibre de cette réaction est ln K = 123.
Dans un réacteur opérant en système fermé à pression constante, on mélange un volume d’air avec
un volume d’ammoniac. L’air contient 20% de O 2 et 80% de N 2 (un gaz chimiquement inerte).
1. Si NH 3 et O 2 étaient apportés en proportions stœchiométriques, quelles seraient les proportions
molaires des gaz NH 3 , O 2 et N 2 dans le mélange initial (à donner en % à 1% près) ?
2. Pour un mélange gazeux contenant initialement 100 moles, calculer les quantités de matière
initiales si la fraction molaire de NH 3 dans le mélange est 10%. Faire un tableau d’avancement
et en déduire le réactif limitant.
3. Écrire l’équation vérifiée par l’avancement ξ e à l’équilibre. Que vaut ξ e ?
4. En déduire les pressions partielles des gaz dans le mélange à l’équilibre, avec une précision de
10 mbar.
© Dunod. Toute reproduction non autorisée est un délit.
partagelivrescpge.blogspot.com
Exercices
Exercice 26.1 Synthèse de l’ammoniac
Méthode (26.1)
L’ammoniac NH 3 est fabriqué industriellement en très grande quantité. Sa principale application
est la fabrication d’engrais azotés. Le procédé de Haber-Bosch consiste à faire réagir du diazote N 2
avec du dihydrogène H 2 (obtenu par vaporéformage du méthane issu du gaz naturel). La réaction
est :
3 H 2 (g) + N 2 (g) = 2 NH 3 (g)
Elle est réalisée en système fermé, à une pression constante P = 100 bar et une température
constante de 400
◦ C. La constante d’équilibre à cette température est K = 2,9 · 10
−4 . Initialement,
on introduit dans le réacteur N 2 et H 2 en proportions stœchiométriques.
1. Soit n 0 le nombre de moles initial de N 2 . Écrire un tableau d’avancement.
2. Obtenir l’équation vérifiée par le taux de N 2 restant, défini comme le rapport de la quantité de
N 2 à l’équilibre par la quantité initiale. Résoudre cette équation.
3. En déduire le taux de conversion de N 2 . Quel serait ce taux pour une pression P = 1,0 bar ?
Exercice 26.2 Oxydation de l’ammoniac
Méthode (26.1)
L’acide nitrique HNO 3 est produit en grande quantité, principalement pour être utilisé dans la
fabrication des engrais azotés. La première étape de la fabrication industrielle de l’acide nitrique
est l’oxydation de l’ammoniac :
4 NH 3 (g) + 5 O 2 (g) = 4 NO(g) + 6 H 2 O(g)
La réaction est réalisée à la température 800
◦ C et à une pression constante P = 1,0 bar. À cette
température, le logarithme népérien de la constante d’équilibre de cette réaction est ln K = 123.
Dans un réacteur opérant en système fermé à pression constante, on mélange un volume d’air avec
un volume d’ammoniac. L’air contient 20% de O 2 et 80% de N 2 (un gaz chimiquement inerte).
1. Si NH 3 et O 2 étaient apportés en proportions stœchiométriques, quelles seraient les proportions
molaires des gaz NH 3 , O 2 et N 2 dans le mélange initial (à donner en % à 1% près) ?
2. Pour un mélange gazeux contenant initialement 100 moles, calculer les quantités de matière
initiales si la fraction molaire de NH 3 dans le mélange est 10%. Faire un tableau d’avancement
et en déduire le réactif limitant.
3. Écrire l’équation vérifiée par l’avancement ξ e à l’équilibre. Que vaut ξ e ?
4. En déduire les pressions partielles des gaz dans le mélange à l’équilibre, avec une précision de
10 mbar.
© Dunod. Toute reproduction non autorisée est un délit.
partagelivrescpge.blogspot.com