L'acide nitrique HNO3 peut être fabriqué en oxydant l'ammoniac NH3 par le dioxygène de l'air, ve

step 1 So for this problem, we're given this reaction mechanism, and I just wrote that out just as we'r

L'acide nitrique HNO3 peut être fabriqué en oxydant...

L'acide nitrique $\mathrm{HNO}_3$ peut être fabriqué en oxydant l'ammoniac $\mathrm{NH}_3$ par le dioxygène de l'air, vers $800^{\circ} \mathrm{C}$, par un processus en quatre étapes successives : 1) $2 \mathrm{NH}_3+5 / 2 \mathrm{O}_2=2 \mathrm{NO}+3 \mathrm{H}_2 \mathrm{O}$ 2) $2 \mathrm{NO}+\mathrm{O}_2=2 \mathrm{NO}_2$ 3) $2 \mathrm{NO}_2+\mathrm{H}_2 \mathrm{O}=\mathrm{HNO}_2+\mathrm{HNO}_3$ 4) $3 \mathrm{HNO}_2=\mathrm{HNO}_3+2 \mathrm{NO}+\mathrm{H}_2 \mathrm{O}$ Quelle masse d'acide nitrique peut être ainsi fabriquée à partir de $700 \mathrm{~kg}$ 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?

L'acide nitrique $\mathrm{HNO}_3$ peut être fabriqué en oxydant l'ammoniac $\mathrm{NH}_3$ par le dioxygène de l'air, vers $800^{\circ} \mathrm{C}$, par un processus en quatre étapes successives :
1) $2 \mathrm{NH}_3+5 / 2 \mathrm{O}_2=2 \mathrm{NO}+3 \mathrm{H}_2 \mathrm{O}$
2) $2 \mathrm{NO}+\mathrm{O}_2=2 \mathrm{NO}_2$
3) $2 \mathrm{NO}_2+\mathrm{H}_2 \mathrm{O}=\mathrm{HNO}_2+\mathrm{HNO}_3$
4) $3 \mathrm{HNO}_2=\mathrm{HNO}_3+2 \mathrm{NO}+\mathrm{H}_2 \mathrm{O}$

Quelle masse d'acide nitrique peut être ainsi fabriquée à partir de $700 \mathrm{~kg}$ 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?

Key Concepts

Stoichiometry

This concept involves using balanced chemical equations to relate the amounts of reactants and products. In multi?step reactions, proper stoichiometric calculations are essential to predict how much final product can be obtained from a given amount of starting material, taking into account the proportionality constants relating reactants and products.

Limiting Reagent

The limiting reagent is the reactant that is completely consumed first in a chemical reaction, thereby limiting the amount of product formed. Identifying the limiting reagent, particularly in sequential reaction steps, is crucial for accurately calculating the maximum possible yield of a reaction process.

Percent Yield

Percent yield measures the efficiency of a chemical reaction by comparing the actual product obtained to the theoretical maximum calculated by stoichiometry. Adjusting for percent yield is important in multi-step industrial processes, as it reflects losses or inefficiencies in one or more reaction steps.

Process Optimization through Recycling

In industrial chemistry, recycling intermediate products can improve overall process efficiency and yield. By reusing products that would otherwise be considered waste or by-products, such as intermediates produced in earlier reactions, the process can be made more resource-efficient and cost-effective, leading to a higher relative overall yield.

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