Bonjour

Oulah beaucoup de question d'un seul coup !!

Dans l'ordre de tes questions :

Tu sais que la formule de l'oxyde est Sb_xO_y avec x et y respectivement le nombre d'atome(s) de Sb (et celui de O). Pour équilibrer la réaction il faut donc qu'il y ait également x antimoine et y oxygène à gauche. D'où y/2 O₂ !

Précision : on appelle x et y le nombre d'atomes de Sb et O ou bien le nombre de mole(s) de Sb et O car en fait ca revient au meme étant donné que nombre d'atomes et nombre de moles sont proportionnels (car 1 mole = 6,02*10²³ atomes !!). Si tu veux on peut dire que x atomes de Sb réagit avec y/2 molécules de O2 pour former 1 molécule de SbxOy. Tu comprends ?

Après avoir fais ton tableau d'avancement tu vois que, à l'état final, on a 0,024 mole de SbxOy formée. Tu peux en déduire sa masse molaire ainsi que x et y...

OK?

Merci pour cette réponse si rapide!
Je comprends mieux la notion de nombre de mole et de nombre de molécule!
Donc pour déterminer x et y je pose:
x=0,024 mol
et y/2=0,018 y=2*0,018=0,036 mol

Désolé pour le dérangement (c'était pas bien compliqué mais une notion m'était floue : maintenant j'ai mieux compris! )

Merci beaucoup!

Juste une petite remarque : le nombre de moles comme x et y égal au coefficient stoechiométrique c'est bien cela? Donc ce n'est pas bizarre d'avoir des coefficients qui ne sont pas des entiers?

non non attends !! C'est faux ce que tu as marqué ! En fait dans une équation on ne peut pas marquer : 0,024 Sb + 0,036 O2 = Sb_0,024O_0,018 tu vois bien qu'il y a un soucis...

En fait il faut bien comprendre que x et y doivent etre des nombres entiers (ou à la rigueur des fractions) ! L'équation chimique traduit juste le fait qu'ici par exemple on a 1 mole de Sb qui réagit avec 1/2 mole de O2 pour donner 1 mole de SbO (ce n'est qu'un exemple je ne sais pas si c'est le cas ici...). Et cela est vrai pour n'importe quelle quantité de matière n de Sb introduite. IL FAUT BIEN DISSOCIER LES NOMBRES STOECHIOMETRIQUES DES QUANTITES DE MATIERES DE REACTIFS INTRODUITS...C'est forcement lié mais ce n'est pas la meme chose... OK?

Donc pour connaitre x et y reprends ton tableau d'avancement. Calcules la quantité de matière de SbxOy formé. Déduis-en la masse molaire de SbxOy. Tu peux ainsi remonter au nombre d'atome(s) de Sb et à celui de O que possède l'oxyde SbxOy.

OK?

Ah oui d'accord.. Je me disait bien que ce n'était pas normal! ^^
Donc je me remets dessus et j'essaie de trouver ça..

Donc si je fais le tableau d'avancement:

	xSb	y/2O2
Etat initial	0,024	0,036
Etat intérmédiaire	0,024-0,024x x=1	0,018-0,036x x=2

oulah oulah non non non !! Ce n'est pas ca du tout !!

Reprenons doucement étape par étape :

Reprends ton tableau d'avancement et écris juste une ligne pour l'état initial et 1 ligne pour l'état final. Le dioxygène est introduit en excès donc on se fiche complètement de sa quantité de matière => Sb sera forcément en défaut (comment as-tu calculé 0.036 ??).

Ecris ensuite 1 colonne pour Sb, 1 pour O2 (meme si on s'en fiche) et 1 pour SbxOy.

Déduis-en simplement l'avancement de la réaction (en mol).

Bonjour!
Désolé de répondre si tard mais je n'ai pas eu le temps cette semaine..
Donc...

Re !

Comme le dioxygène est en large excès alors on peut en conclure que Sb est le réactif limitant... donc l'avancement max sera égal à 0.024 mol !! Tout simplement...

Donc ok pour dire que l'avancement est de o,024 mol.
Mais je ne vois toujours pas comment déterminer x et y..

Connaissant la masse de SbxOy et sa quantité de matière, on peut obtenir sa masse molaire... Donc on peut connaitre aussi x et y...

OK?