1°) Commencer par étudier les deux couples CO/C et CO2/CO. Faut-il étudier le couple CO2/C ?
2°) Tracer le diagramme d’Ellingham du système carbone-oxydes de carbone et en déduire le domaine de
stabilité du monoxyde de carbone.
3°) On oxyde un excès de carbone par de l’air sous 1 bar. Quel oxyde de carbone obtient-on ?
4°) Pour l’équilibre H2 + 1/2O2 = H2O on donne ΔrG°(T) = -246200 + 55T (J.mol-1)
Préciser dans quel domaine de température l’oxydation du carbone par la vapeur d’eau conduit à la
formation de monoxyde, puis de dioxyde carbone.
Déterminer la nature des produits obtenus lorsque de la vapeur d’eau est projetée sur du carbone à 1200K.
Indiquer l’évolution du système lors d’une trempe à température ambiante.
5°) L’équilibre de conversion du monoxyde de carbone CO + H2O = H2 + CO2 joue un très grand rôle
dans le choix des réducteurs industriels. Déterminer le domaine d’utilisation de chacun d’eux.
EdM16 Diagramme d’Ellingham du fer
Les enthalpies libres standard de réaction décrivant l’obtention des divers oxydes de fer à partir d’une mole
de O2 et du fer s’expriment en fonction de T de la façon suivante :
FeO : ΔrG°1 = - 518 + 0,125T (kJ mol-1)
Fe3O4 : ΔrG°2 = - 545,1 + 0,156T (kJ mol-1)
Fe2O3 : ΔrG°3 = - 540,6 + 0,170T (kJ mol-1)
1°) Etablir les relations ΔrG°4(T), ΔrG°5(T) et ΔrG°6(T) relatives respectivement à l’oxydation de FeO en
Fe3O4 et Fe2O3 et de Fe3O4 en Fe2O3.
2°) Déterminer, à l’aide du tracé des courbes ΔrG°i(T), les domaines de stabilité de chacun ces oxydes de
fer.
EdM17 Réduction de la magnésie
La magnésie et l’oxyde de carbone sont très stables et ne subissent pas de transition de phase dans le
domaine de température considéré.
On considère les équilibres d’oxydation dont on donne les enthalpies standard de réaction :
2C + O2(g) = 2 CO : ΔrH1° = -221 kJ mol-1
900Κ<Τ<1393 Κ : 2Μg(l) + Ο2 = 2MgO : ΔrH2° = -1225 kJ mol-1
Τ>1393 Κ : 2Μg(g) + Ο2 = 2MgO : ΔrH3° = -1485 kJ mol-1
1°) A 1000K, les constantes d’équilibre des réactions 1 et 2 valent K°1 = 8.1020 et K°2 = 4.1051. Calculer
ΔrG1° et ΔrG2° à 1000 K. En déduire ΔrS1° et ΔrS2° à cette température. Exprimer alors ΔrG1°(T) et ΔrG2°(T).
2°) Etablir l’expression de ΔrG3°(T).
3°) Déterminer le domaine de température dans lequel le carbone réduit la magnésie.
EdM18 Réduction de la zincite
Au delà de la température d’ébullition du zinc (Tvap(Zn) = 1180K sous 1 bar), les couples rédox H2O/H2 et
ZnO/Zn sont décrits par les équations :
(1) 2 H2(g) + O2(g) = 2 H2O(g) : ΔrG1° = - 492 + 0,111T (kJ mol-1)
(2) 2 Ζn(g) + Ο2(g) = 2 ZnO(s) : ΔrG2° = -940 + 0,415T (kJ mol-1)
1°) Calculer la pression partielle du zinc en équilibre avec la zincite lorsqu’un excès de celle-ci est chauffé à T
= 1200K.
2°) La réduction de la zincite par le dihydrogène est décrite par l’équation-bilan :
(3) ZnO(s) + H2(g) = Zn(g) + H2O(g)