El ácido nítrico se produce industrialmente mediante el proceso de Ostwald, representado con las siguientes ecuaciones: ¿Qué masa de NH3 (en g) se debe utilizar para producir 1.00 tonelada de HNO3 de acuerdo con el procedimiento anterior? Suponga un porcentaje de rendimiento de HN4 3(g) 1 5O2(g) ¡ 4NO(g) 1 6H2O(l) (ON2 g) 1 O2(g) ¡ 2NO2(g) ON2 2(g) 1 H2O(l) ¡ HNO3(ac ) 1 HNO2(ac ) 80% en cada uno de los pasos (1 tonelada 5 2 000 lb, 1 lb 5 453.6 g).  Coloca el rendimiento como factor de conversion

Para resolver el problema, debemos calcular la masa de amoníaco (\(NH_3\)) necesaria para producir 1.00 tonelada de ácido nítrico (\(HNO_3\)) bajo el proceso de Ostwald. Vamos a hacerlo paso a paso teniendo en cuenta el rendimiento del 80% en cada uno de los pasos.

### Paso 1: Balance de ecuaciones

Las ecuaciones relevantes para el proceso son:

1. \( 4 \, NH_3(g) + 5 \, O_2(g) \rightarrow 4 \, NO(g) + 6 \, H_2O(l) \)
2. \( 2 \, NO(g) + O_2(g) \rightarrow 2 \, NO_2(g) \)
3. \( 3 \, NO_2(g) + H_2O(l) \rightarrow 2 \, HNO_3(ac) + HNO_2(ac) \)

De aquí, notamos que 4 moles de \(NH_3\) producen 4 moles de \(NO\), y eventualmente, producen ácido nítrico. Así que podemos asumir una relación de 1:1 entre \(NH_3\) y \(HNO_3\), considerando la estequiometría general del proceso.

### Paso 2: Masa de ácido nítrico (HNO₃)

Sabemos que queremos producir 1.00 tonelada de ácido nítrico:

\[
1 \, \text{tonelada} = 2000 \, \text{libras} = 2000 \times 453.6 \, \text{g} = 907200 \, \text{g}
\]

La masa molar del ácido nítrico (\(HNO_3\)) es:

\[
\text{Masa molar de } HNO_3 = 1 \times 1 + 1 \times 14 + 3 \times 16 = 63 \, \text{g/mol}
\]

Entonces, los moles de ácido nítrico requeridos para producir 907200 g de \(HNO_3\) son:

\[
\text{Moles de } HNO_3 = \frac{907200 \, \text{g}}{63 \, \text{g/mol}} = 14400 \, \text{mol}
\]

### Paso 3: Cálculo de la cantidad de amoníaco (NH₃)

De la estequiometría de la reacción, sabemos que se necesita 1 mol de \(NH_3\) para cada mol de \(HNO_3\). Entonces, necesitamos 14400 moles de \(NH_3\).

La masa molar del amoníaco (\(NH_3\)) es:

\[
\text{Masa molar de } NH_3 = 1 \times 14 + 3 \times 1 = 17 \, \text{g/mol}
\]

Por lo tanto, la masa de \(NH_3\) necesaria es:

\[
\text{Masa de } NH_3 = 14400 \, \text{mol} \times 17 \, \text{g/mol} = 244800 \, \text{g}
\]

### Paso 4: Ajuste por el rendimiento del 80%

El rendimiento del 80% implica que no todo el \(NH_3\) se convierte en \(HNO_3\). Si el proceso es 80% eficiente en cada paso, el rendimiento total será:

\[
\text{Rendimiento total} = (0.80)^3 = 0.512
\]

Entonces, para obtener la cantidad necesaria de \(HNO_3\), debemos dividir la cantidad calculada de \(NH_3\) por el rendimiento:

\[
\text{Masa ajustada de } NH_3 = \frac{244800 \, \text{g}}{0.512} \approx 478125 \, \text{g}
\]

### Resultado final

La masa de \(NH_3\) que se debe utilizar es aproximadamente **478125 g** o **478.1 kg**.

---

¿Te gustaría más detalles sobre el proceso o tienes alguna duda?

Aquí tienes 5 preguntas relacionadas que podrían interesarte:

1. ¿Qué otros productos se pueden obtener en el proceso de Ostwald?
2. ¿Qué efectos tiene la eficiencia en la producción industrial de ácidos?
3. ¿Cómo se podrían optimizar los rendimientos en este tipo de procesos industriales?
4. ¿Por qué se considera el ácido nítrico un compuesto clave en la industria?
5. ¿Qué otros métodos existen para la producción de ácido nítrico?

**Tip:** Siempre es útil revisar la estequiometría antes de aplicar factores de rendimiento para evitar errores en los cálculos.

El ácido nítrico se produce industrialmente mediante el proceso de Ostwald, representado con las siguientes ecuaciones: ¿Qué masa de NH3 (en g) se debe utilizar para producir 1.00 tonelada de HNO3 de acuerdo con el procedimiento anterior? Suponga un porcentaje de rendimiento de 80% en cada uno de los pasos.

Descubre cómo calcular la masa de amoníaco (NH3) necesaria para producir 1.00 tonelada de ácido nítrico (HNO3) mediante el proceso de Ostwald. Incluye cálculos estequiométricos y ajuste por rendimiento del 80%.

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