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12 • Avancement de réaction – Équation stœchiométrique
3 ϭ 0,97 ϫ 2 2 ϭ 0,97 2 ϫ 2n I
La quantité d’acide sulfurique produite est :
n(H 2 SO 4 ) ϭ 0,97 2 ϫ 2 ϫ 6 500 mol ϭ 12 231,7 mol
La masse d’acide sulfurique produite est :
n(H 2 SO 4 ) ϭ 12 231,7 mol ϫ 98 g.mol –1 ϭ 1 199 kg.
Exercice 12.8 Préparation de l’acide métrique
L’acide nitrique HNO 3 peut être fabriqué en oxydant l’ammoniac NH 3 par le
dioxygène de l’air, vers 800 °C, par un processus en quatre étapes
successives :
1) 2 NH 3 ϩ 5/2 O 2 ϭ 2 NO ϩ 3 H 2 O
2) 2 NO ϩ O 2 ϭ 2 NO 2
3) 2 NO 2 ϩ H 2 O ϭ HNO 2 ϩ HNO 3
4) 3 HNO 2 ϭ HNO 3 ϩ 2 NO ϩ H 2 O
Quelle masse d’acide nitrique peut être ainsi fabriquée à partir de 700 kg
d’ammoniac, en tenant compte que le rendement de la première réaction est
96 % (celui des autres étant pratiquement 100 %).
Quel gain relatif de rendement réaliserait-on si l’on faisait en sorte que
l’oxyde d’azote NO produit dans la quatrième réaction soit en permanence
recyclé dans la deuxième ?
Solution
Comme dans l’exercice précédent, le calcul des quantités transformées peut se faire en définissant les avancements 1 , 2 , 3 et 4 pour les quatre réactions.
Le bilan des quantités transformées est reporté dans le tableau suivant pour toutes les espèces
chimiques concernées.
Ce problème présente une ressemblance certaine avec le précédent, mais attention :
d’une part il se forme de l’acide nitrique dans la réaction 3) et dans la réaction 4),
d’autre part tout l’azote initial, présent dans l’ammoniac, ne se retrouve pas sous
forme d’acide nitrique ; on ne peut pas éviter qu’une partie devienne l’oxyde NO,
sauf si celui-ci est continuellement recyclé.
NH 3
O 2
NO
H 2 O
NO 2
HNO 2
HNO 3
Quantités initiales
n I
n’ I
n’’ I
Quantités transformées
– 2 1
– 5/2 1
– 2
2 1
– 2 2
ϩ 2 4
3 1
– 3
ϩ 4
2 2
– 2 3
3
– 3 4
3
4
Quantités présentes
après la réaction
0,04 n I
0
0
3 ϩ 4
12 • Avancement de réaction – Équation stœchiométrique
3 ϭ 0,97 ϫ 2 2 ϭ 0,97 2 ϫ 2n I
La quantité d’acide sulfurique produite est :
n(H 2 SO 4 ) ϭ 0,97 2 ϫ 2 ϫ 6 500 mol ϭ 12 231,7 mol
La masse d’acide sulfurique produite est :
n(H 2 SO 4 ) ϭ 12 231,7 mol ϫ 98 g.mol –1 ϭ 1 199 kg.
Exercice 12.8 Préparation de l’acide métrique
L’acide nitrique HNO 3 peut être fabriqué en oxydant l’ammoniac NH 3 par le
dioxygène de l’air, vers 800 °C, par un processus en quatre étapes
successives :
1) 2 NH 3 ϩ 5/2 O 2 ϭ 2 NO ϩ 3 H 2 O
2) 2 NO ϩ O 2 ϭ 2 NO 2
3) 2 NO 2 ϩ H 2 O ϭ HNO 2 ϩ HNO 3
4) 3 HNO 2 ϭ HNO 3 ϩ 2 NO ϩ H 2 O
Quelle masse d’acide nitrique peut être ainsi fabriquée à partir de 700 kg
d’ammoniac, en tenant compte que le rendement de la première réaction est
96 % (celui des autres étant pratiquement 100 %).
Quel gain relatif de rendement réaliserait-on si l’on faisait en sorte que
l’oxyde d’azote NO produit dans la quatrième réaction soit en permanence
recyclé dans la deuxième ?
Solution
Comme dans l’exercice précédent, le calcul des quantités transformées peut se faire en définissant les avancements 1 , 2 , 3 et 4 pour les quatre réactions.
Le bilan des quantités transformées est reporté dans le tableau suivant pour toutes les espèces
chimiques concernées.
Ce problème présente une ressemblance certaine avec le précédent, mais attention :
d’une part il se forme de l’acide nitrique dans la réaction 3) et dans la réaction 4),
d’autre part tout l’azote initial, présent dans l’ammoniac, ne se retrouve pas sous
forme d’acide nitrique ; on ne peut pas éviter qu’une partie devienne l’oxyde NO,
sauf si celui-ci est continuellement recyclé.
NH 3
O 2
NO
H 2 O
NO 2
HNO 2
HNO 3
Quantités initiales
n I
n’ I
n’’ I
Quantités transformées
– 2 1
– 5/2 1
– 2
2 1
– 2 2
ϩ 2 4
3 1
– 3
ϩ 4
2 2
– 2 3
3
– 3 4
3
4
Quantités présentes
après la réaction
0,04 n I
0
0
3 ϩ 4