[Exercice] Masse

[invite77f632da]

Bonjour à tous ,

Je bloque sur cet exercice, voilà l'énoncé :

La fabrication journalière de nitrate d'ammonium à l'usine AZF de Toulouse était de l'ordre de 800 tonnes. En considérant que le rendement de la réaction de synthèse de l'ammonitrate est de 70 %, calculer les masses d'ammoniac et d'acide nitrique utilisée chaque jour.

J'ai commencé par calculer les masse molaires moléculaires de l'ammoniac : M = 17 g.mol-1

acide nitrique : M =63 g.mol-1

Nitrate d'ammonium M =66g.mol-1

Comment, à partir du rendement et de la masse de production journalière, et des masse molaires, je peux arriver à la masse des produits de départs utilisées ?

Je connais cette relation pour passer de la masse molaire à la masse en g :

n = m/M

Merci d'avance, et bonne soirée à tous.
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[Duke Alchemist]

Bonjour.

Il te faut écrire l'équation de la réaction, cela est très souvent utile

Connaissant M(NH₄NO₃) - pour lequel je ne trouve pas 66g.mol^-1 - et la masse produite chaque jour, tu peux déterminer la quantité n(NH₄NO₃).

Quelle relation écrirais-tu entre les quantités de matière si la réaction était totale (rendement de 100%) ?

Quelle relation peux-tu (donc) écrire entre ces mêmes quantités de matière si le rendement est de 70% ?

Duke.

[invite77f632da]

D'accord, je te remercie pour ta réponse

Voici l'équation de la réaction :


NH3 + HNO3 ---> NH4NO3
Ammoniac acide nitrique ammonitrate

m ? m ? rendement 70 %
800 Tonnes de prod J



M (NH4NO3) = 14 + 4 + 14 + (16 * 3)
= 80 g.mol-1

° Quantité de matière de NH4NO3 :

800 tonnes = 800000000 grammes

n = m / M
n = 8*10^8 / 80
n = 10^7 mol

Si la réaction est totale, d'après les proportions stœchiométriques, 1 mole de NH3 réagit avec une mole de HNO3 pour donner 1 mole d'ammonitrate. ( plus de réactifs ).

Par contre pour faire 70 % d'une mole .... 0,3 mol ? C'est possible ?

* Lotharion *