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Les oxydes du fer
Bonjour, je bloque sur l'exercice suivant :
a) 
Fe3O4(s)+
CO(g)=(réaction partielle) 
FeO+
CO2(g)
Determiner , , et .
b) A 650°C, la constante d'équilibre de cette réaction vaut K°1=1
On met dans une enceinte préalablement vidée :
0.25 mol de Fe3O4, 0.5 mol de FeO, 1.25 mol de CO et 1.25 mol de CO2.
Que se passe-t-il ? Donner l'état final ?
c) A 800 °C, la constante d'équilibre de cette réaction vaut K°2=2
d) Dans chaque équilibre étudié précédemment, on rajoute seul, à pression et température constantes, un des quatre corps. Dans chaque cas, dans quel sens évolue l'équilibre.
Pour la a) :
j'ai trouvé ===1 et =3
Mais pour la b) je vois pas comment faire. Si on prend comme référence les proportions stoechiométriques, il y a des augmentations de partout. Dans ce cas je ne vois pas non plus comment représenter ces valeurs irrégulières dans un tableau d'avancement.
Merci d'avance pour votre aide.
Bonjour
OK pour 1.
Pour 2 : tu peux calculer le quotient initial de la réaction et le comparer à K°1. Revois si nécessaire ton cours sur ce sujet.
Je trouve que :
avec les valeurs de l'énoncé on trouve 1. Donc l'état initial du système est déjà un état d'équilibre (ça paraît un peu simple).
Pour la c) :
on a donc une évolution dans le sens direct (1<2).
pour obtenir l'état final je me suis dit que :
Je me suis dit que ça correspondait à neqCO2=2neqCO
avec le tableau d'avancement ça donne :
ce qui donne
or on aurait neqFe3O4<0 donc il doit y avoir un problème quelque part.
Donc l'état initial du système est déjà un état d'équilibre (ça paraît un peu simple).
Je t'avais prévenu ; les questions les plus simples son parfois les plus piégeantes mais tu t'en sort bien !
donc il doit y avoir un problème quelque part.
Les problèmes où interviennent les solides sont souvent plein de pièges ! La quantité de Fe3O4 devient nulle avant que l'équilibre ne soit atteint. On obtient un état bloqué correspondant à la disparition de Fe3O4. Tu peut terminer alors de remplir le tableau d'avancement
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