$$2H_2(g) + O_2(g) → 2H_2O(g)$$

La masse molaire de l'hydrogène ($H_2$) est de 2,016 g/mol et la masse molaire de l'oxygène ($O_2$) est de 32,00 g/mol. La masse molaire de l'eau ($H_2O$) est de 18,02 g/mol.

Pour déterminer le réactif limitant, nous devons comparer le nombre de moles d’hydrogène et d’oxygène disponibles pour la réaction.

Tout d’abord, nous convertissons les masses données d’hydrogène et d’oxygène en taupes :

$$moles\espace de \space H_2 =\frac{0,90 \space g}{2,016 \space g/mol} =0,447 \space mol$$

$$moles\espace de \space O_2 =\frac{7,2 \space g}{32,00 \space g/mol} =0,225 \space mol$$

En comparant le nombre de moles d’hydrogène et d’oxygène, nous constatons que l’hydrogène est le réactif limitant car il est présent en plus petite quantité que l’oxygène.

Par conséquent, tout l’hydrogène réagira et la quantité de vapeur d’eau produite sera déterminée par la quantité d’hydrogène disponible.

Selon l’équation chimique équilibrée, 2 moles d’hydrogène produisent 2 moles d’eau. Ainsi, 0,447 mole d’hydrogène produiront :

$$moles\espace de \space H_2O =0,447 \space mol \spaceH_2 \times \frac{2 \space mol \space H_2O}{2 \space mol \space H_2} =0,447 \space mol \space H_2O$$

Enfin, nous reconvertissons les moles de vapeur d’eau en grammes :

$$masse\espace de \espace H_2O =0,447 \espace mol \fois 18,02 \espace g/mol =8,05 \espace g$$

Par conséquent, 8,05 grammes de vapeur d’eau seront formés lors de l’explosion du ballon rempli d’hydrogène.