Décomposition thermique du nitrate d’ammonium
Comprendre la Décomposition thermique du nitrate d’ammonium
Le nitrate d’ammonium est utilisé comme engrais et comme explosif. La compréhension de sa décomposition thermique est cruciale pour garantir la sécurité dans son stockage et son utilisation. Un étudiant en chimie étudie cette réaction pour son projet de fin d’études.
Données :
- Masse de nitrate d’ammonium : 100 g
- Masse molaire du nitrate d’ammonium : 80 g/mol
- Équation de la décomposition :
\[ 2\mathrm{NH}_4\mathrm{NO}_3 \rightarrow 2\mathrm{N}_2 + \mathrm{O}_2 + 4\mathrm{H}_2\mathrm{O} \]
Questions :
1. Calculez le nombre de moles de nitrate d’ammonium dans l’échantillon.
2. Déterminez les masses théoriques de diazote et d’oxygène formés.
3. Discutez des implications de la décomposition du nitrate d’ammonium en termes de sécurité et d’utilisation pratique.
Correction : Décomposition thermique du nitrate d’ammonium
1. Calcul du nombre de moles de nitrate d’ammonium dans l’échantillon
Le nombre de moles est calculé en utilisant la formule du nombre de moles qui est le rapport de la masse de la substance à sa masse molaire.
Formule :
- Nombre de moles:
\[ = \frac{\text{Masse de la substance}}{\text{Masse molaire de la substance}} \]
Données :
- Masse de nitrate d’ammonium = 100 g
- Masse molaire du nitrate d’ammonium = 80 g/mol
Calcul :
\[ = \frac{100 \, \text{g}}{80 \, \text{g/mol}} \] \[ = 1.25 \, \text{moles} \]
2. Calcul des masses théoriques de diazote (N\(_2\)) et d’oxygène (O\(_2\)) formés
D’après l’équation de la réaction, pour chaque 2 moles de NH\(_4\)NO\(_3\), il se forme 2 moles de N\(_2\) et 1 mole de O\(_2\). En utilisant le rapport stœchiométrique, on peut calculer les moles de gaz produits, puis convertir ces moles en masse en utilisant leurs masses molaires respectives.
a) Calcul des moles de diazote (N\(_2\)) :
Formule :
\[ \text{Moles de N}_2 = \text{Moles de NH}_4\text{NO}_3 \]
Calcul :
\[ \text{Moles de N}_2 = 1.25 \, \text{moles} \]
- \(\textbf{Masse molaire de N}_2\) : 28 g/mol
Calcul de la masse de \(\text{N}_2\):
\[ \text{Masse de N}_2 = \text{Moles de N}_2 \times \text{Masse molaire de N}_2 \] \[ \text{Masse de N}_2 = 1.25 \, \text{moles} \times 28 \, \text{g/mol} \] \[ \text{Masse de N}_2 = 35 \, \text{g} \]
b) Calcul des moles d’oxygène (O\(_2\)) :
Formule :
\[ \text{Moles de O}_2 = \frac{1}{2} \times \text{Moles de NH}_4\text{NO}_3 \]
Calcul :
\[ \text{Moles de O}_2 = \frac{1}{2} \times 1.25 \, \text{moles} \] \[ \text{Moles de O}_2 = 0.625 \, \text{moles} \]
- \(\textbf{Masse molaire de O}_2\) : 32 g/mol
Calcul de la masse \(\text{d’O}_2\) :
\[ \text{Masse de O}_2 = \text{Moles de O}_2 \times \text{Masse molaire de O}_2 \] \[ \text{Masse de O}_2 = 0.625 \, \text{moles} \times 32 \, \text{g/mol} \] \[ \text{Masse de O}_2 = 20 \, \text{g} \]
3. Discussion des implications de la décomposition du nitrate d’ammonium en termes de sécurité et d’utilisation pratique
La décomposition du nitrate d’ammonium peut être dangereuse car elle libère des gaz sous forme de diazote et d’oxygène, augmentant ainsi le risque d’explosion, surtout dans un environnement confiné ou en présence de flammes. C’est pourquoi il est crucial de stocker le nitrate d’ammonium dans des conditions contrôlées pour éviter toute exposition à des sources de chaleur ou à des flammes.
Conclusion pratique : La connaissance de ces produits de réaction permet de prendre les mesures de sécurité adéquates, comme le stockage dans des récipients ventilés et à température contrôlée, pour éviter les accidents dans les industries utilisant ce composé comme engrais ou explosif.
Décomposition thermique du nitrate d’ammonium
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