$$N_2 + 3H_2 \pijl naar rechts 2NH_3$$

Om de massa aan het einde van de reactie te bepalen, moeten we de beperkende reactant berekenen. Dit is de reactant die volledig wordt verbruikt tijdens de reactie, waardoor de hoeveelheid product die kan worden gevormd wordt beperkt.

Om de beperkende reactant te berekenen, kunnen we de werkelijke molverhoudingen van de reactanten vergelijken met de stoichiometrische molverhoudingen uit de uitgebalanceerde chemische vergelijking.

Eerst berekenen we het aantal mol van elke reactant:

$$Mollen \ van \ N_2 =45 g / 28 g/mol =1,61 mol$$

$$Mollen \ van \ H_2 =30 g / 2 g/mol =15 mol$$

Vervolgens berekenen we de molverhouding van de reactanten:

$$Mole \ verhouding \ van \ N_2 \ tot \ H_2 =1,61 mol / 15 mol =0,107$$

De stoichiometrische molverhouding van N2 tot H2 uit de uitgebalanceerde chemische vergelijking is 1:3, wat overeenkomt met 0,333.

Als we de werkelijke molverhouding vergelijken met de stoichiometrische molverhouding, kunnen we zien dat N2 de beperkende reactant is, omdat de werkelijke molverhouding kleiner is dan de stoichiometrische molverhouding. Dit betekent dat alle N2 bij de reactie zal worden verbruikt en dat de geproduceerde hoeveelheid NH3 beperkt zal worden door de beschikbare hoeveelheid N2.

Om de geproduceerde massa NH3 te berekenen, gebruiken we de stoichiometrie van de uitgebalanceerde chemische vergelijking. Voor elke mol N2 die reageert, worden 2 mol NH3 geproduceerd. De molaire massa van NH3 bedraagt ​​17 g/mol.

$$Mollen \ van \ NH_3 \ geproduceerd =1,61 mol \ N_2 \ maal 2 mol \ NH_3 / 1 mol \ N_2 =3,22 mol \ NH_3$$

$$Massa \ van \ NH_3 \ geproduceerd =3,22 mol \ NH_3 \ maal 17 g/mol =54,54 g$$

Daarom zal de massa aan het einde van de reactie 54,54 g NH3 zijn.