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Décomposition en réacteur ouvert
Bonjour, je rencontre des difficultés à résoudre cet exercice :
Il s'agit d'un réacteur ouvert à 650° et à une pression de 5 bars.
Celui-ci est alimenté par un mélange de 60% mol de N2 , 40 mol % de PH3
à un débit Q=40m^3/heure^-1
A la sortie on a PH3 converti en P4 et H2 ( PH3 est converti à 70 %)
On suppose les gaz comme parfait.
Question : déterminer V le volume du réacteur et le temps de passage t pour une réaction du premier ordre avec une constante de vitesse k = 10 min^-1
J'aurai pensé à utiliser la loi des gaz parfait PV=nRT puis t=V/Q mais je ne vois pas comment procédé. Par rapport à la constante de vitesse , v=k*[concentration] mais je n'ai ni concentration et je ne vois pas comment retomber sur mes pattes par la suite.
Donc si quelqu'un veut bien m'aider, je le remercie d'avance ! 
:)
Bonjour
Il faut effectivement assimiler les gaz à des gaz parfaits puisque la pression totale est largement inférieure à la dizaine de bar. La concentration totale initiale en gaz est :
La concentration initiale en PH3 est donc :
Sachant que la cinétique est d'ordre 1, tu peux déterminer la durée nécessaire pour que la concentration en PH3 ne soit plus que 0,3.c0. En suite, je crois que tu sauras te débrouiller...
Sachant que la cinétique est d'ordre 1, tu peux déterminer la durée nécessaire pour que la concentration en PH3 ne soit plus que 0,3.c0
C'est justement mon problème.
Qu'es-ce qu'implique une réaction d'ordre 1 ?
la forme est v= k*[C0] avec k=10 ici mais je ne vois pas comment en déduire le temps.
Es-ce que ce serait avec la relation :
ordre 1 :
[A](t)=[A]0*exp(-k*t)
où [A](t)=0.3*c0 , [A]0=c0
Avec ça j'obtiens t=0.12s
Es-ce la bonne méthode ?
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