$$N_2 + 3H_2 \rightarrow 2NH_3$$

Pour déterminer la masse à la fin de la réaction, il faut calculer le réactif limitant. Il s’agit du réactif qui est entièrement consommé dans la réaction, limitant la quantité de produit pouvant être formé.

Pour calculer le réactif limitant, nous pouvons comparer les rapports molaires réels des réactifs aux rapports molaires stoechiométriques de l’équation chimique équilibrée.

Tout d’abord, nous calculons les moles de chaque réactif :

$$Moles \ de \ N_2 =45 g / 28 g/mol =1,61 mol$$

$$Moles \ de \ H_2 =30 g / 2 g/mol =15 mol$$

Ensuite, nous calculons le rapport molaire des réactifs :

$$Mole \ rapport \ de \ N_2 \ à \ H_2 =1,61 mol / 15 mol =0,107$$

Le rapport molaire stœchiométrique de N2 à H2 de l'équation chimique équilibrée est de 1:3, ce qui équivaut à 0,333.

En comparant le rapport molaire réel au rapport molaire stœchiométrique, nous pouvons voir que N2 est le réactif limitant car son rapport molaire réel est inférieur au rapport molaire stœchiométrique. Cela signifie que tout le N2 sera consommé dans la réaction et que la quantité de NH3 produite sera limitée par la quantité de N2 disponible.

Pour calculer la masse de NH3 produite, on utilise la stœchiométrie de l'équation chimique équilibrée. Pour chaque mole de N2 qui réagit, 2 moles de NH3 sont produites. La masse molaire du NH3 est de 17 g/mol.

$$Moles \ de \ NH_3 \ produites =1,61 mol \ N_2 \times 2 mol \ NH_3 / 1 mol \ N_2 =3,22 mol \ NH_3$$

$$Masse \ de \ NH_3 \ produit =3,22 mol \ NH_3 \times 17 g/mol =54,54 g$$

La masse à la fin de la réaction sera donc de 54,54 g de NH3.