3 Affinité chimique : évolution et équilibre chimique 3.1 Affinité chimique

Cours II :

Thermodynamique des systèmes chimiques

3 Affinité chimique : évolution et équilibre chimique 3.1 Affinité chimique

3.1.1 Définition

Soit un système fermé au sein duquel se déroule la réaction chimique formée de constituants Bi

d’équation-bilan :

i i

0

i

 B 



Avec : νi = Coefficient stœchiométrique algébrique La différentielle de l’enthalpie libre s’écrit :

i i

i i i i

dG VdP SdT dn dG VdP SdT d



  

  

  





Définition :

L’affinité chimique A d’un système, siège d’une réaction chimique d’équation-bilan _{i i} 0

i

 B 



vaut, lorsque l’avancement de la réaction est égal à ξ :

,

( , , )

( , , )

( , , )

( , , )

T P i

G T P

T P     T P  G T P 



  

           

A

Avec : A = Affinité chimique en J.mol^-1 T = Température du système en K P = Pression du système en Pa ξ = Avancement de réaction en mol G = Enthalpie libre en J

νi = Coefficient stœchiométrique algébrique (sans dimension) μi = Potentiel chimique en J.mol^-1

ΔrG = Enthalpie libre de réaction en J.mol^-1 On peut aussi relier l’affinité à d’autres fonctions d’états :

( , , ) ( , , ) ( , , )

( , , ) F T V H S P U S V

T P    

  

        

                    

A

L’affinité chimique standard A°(T) est la valeur de l’affinité lorsque tous les constituants, réactifs et produits, sont dans leur état standard. Elle ne dépend que de T.

0 0 0

( )

( )

( )

i

T   G T      T

A

Avec : A° = Affinité chimique standard en J.mol^-1 T = Température du système en K

ΔrG° = Enthalpie libre standard de réaction en J.mol^-1

νi = Coefficient stœchiométrique algébrique (sans dimension) μ°i = Potentiel chimique standard en J.mol^-1

3.1.2 Lien avec la production d’entropie par la réaction

Soit un système fermé, subissant une évolution infiniment lente (les échanges de chaleur et de travail entre le système et l’extérieur sont réversibles), le système et le milieu extérieur sont alors en équilibre thermique (T=Te) et mécanique (P=Pe). La seule cause d’évolution irréversible du système est alors la transformation physico-chimique dont il est le siège (évolution spontanée du système).

On néglige tout travail autre que celui des forces de pression.

Comme en 1.1.3, on différentie G :

( )

( )

e i i

dG d H TS dH TdS SdT dH d U PV dU PdV VdP

dU Q W

W PdV

dS S S Q S

T

 



   

    

    

 

 

   

On a donc au final :

dG  VdP  SdT  T S 

L’évolution de la réaction produit de l’entropie (accroît le « désordre » microscopique), on obtient :

. .

r

G d  d  T S 

  A 

Avec : ΔrG = Enthalpie libre de réaction en J.mol^-1 ξ = Avancement de réaction en mol A = Affinité chimique en J.mol^-1 T = Température du système en K

δSi = Création d’entropie du système en J.K^-1

3.1.3 Critère thermodynamique d’évolution spontanée d’un système

On considère un système fermé qui n’est pas en équilibre. Conformément au deuxième principe de la thermodynamique, il va évoluer de manière irréversible au cours de la réaction physico-chimique. La création d’entropie est positive :

i

0

 S 

La condition d’évolution spontanée du système s’écrit :

. . 0

r

G d  d 

  A 

Avec : ΔrG = Enthalpie libre de réaction en J.mol^-1 ξ = Avancement de réaction en mol A = Affinité chimique en J.mol^-1

Le système dont l’affinité chimique est positive tend à évoluer dans le sens où l’avancement croît c’est-à-dire dans le sens direct



Inversement, si l’affinité chimique est négative, le système tend à évoluer dans le sens inverse



3.1.4 Cas d’un système siège de plusieurs réactions simultanées Soit un système, siège de plusieurs réactions simultanées d’équations-bilans :

,

0

i j i i

 B 



L’indice i repère le constituant et l’indice j le numéro de la réaction considérée. Pour chacune de ces réactions, il est possible de définir un avancement ξj. La différentielle de l’enthalpie libre devient :

( , , )

( , , )

j j j i j i

j i

dG  VdP  SdT   ^A d  avec ^A T P       T P 

Par identification avec la relation (3), on a :

. .

j j r j j i

j j

d     G d   T S 

 ^A 

La condition d’évolution spontanée du système est alors :

. . 0

j j r j j

j j

d     G d  

 ^A 

3.1.5 Expression de l’affinité chimique en fonction du quotient réactionnel En 1.4, on a établi :

0

ln

i i

RT a

   

Avec : ai = Activité du constituant Bi dans le système considéré (sans dimension) On peut alors réécrire l’affinité en (1) sous la forme :

0

ln

r i i i i

i i

G   RT  a

      

A

Dans le second terme, on fait apparaître un quotient réactionnel, Q :

   

ln ln

ln

ln

i i i i

i i i

a a

a

Q

   ^   ^   

  

On remarque de plus que :

0 0 0

( ) ( )

i i r

i

T G T

 

   ^A  

On peut donc finalement réécrire l’affinité sous la forme :

0

ln

r r i

i

G G RT Q avec Q a

      

A

Avec : A = Affinité chimique en J.mol^-1

ΔrG = Enthalpie libre de réaction en J.mol^-1

ΔrG° = Enthalpie libre standard de réaction en J.mol^-1 R = Constante des gaz parfait en SI

T = Température du système en K

Q = Quotient réactionnel (sans dimension) ai = Activité du constituant Bi (sans dimension)

νi = Coefficient stœchiométrique algébrique (sans dimension)

3.2 Conditions d’équilibre chimique

3.2.1 Condition d’équilibre chimique

Le système évolue tant que le critère A.d0peut être satisfait. Il cesse d’évoluer : - si A s’annule ; le système est alors en équilibre physique et en équilibre chimique

- si ξ atteint l’une de ses bornes ; le réactif limitant ayant été entièrement consommé, le système est en équilibre physique seulement.

Lorsqu’un système, siège d’une réaction chimique, est en équilibre chimique, son affinité chimique pour cette réaction est nulle (il en est de même pour l’enthalpie libre de la réaction) :

r

G 0

  

A

Avec : A = Affinité chimique en J.mol^-1

ΔrG = Enthalpie libre de réaction en J.mol^-1

Un système siège de plusieurs réactions simultanées est en équilibre si les affinités chimiques de ce système pour chacune des réactions sont nulles :

,

0

j r j i j i

i

G  

      A

Graphiquement, on peut représenter l’évolution d’un système subissant une réaction chimique sous la forme :

3.2.2 Constante d’équilibre thermodynamique

A l’équilibre, l’affinité chimique et l’enthalpie libre de réaction sont nulles :

0

ln 0

r

G

G RT Q

     

A

Définition :

La valeur du quotient réactionnel à l’équilibre à la température T est la constante d’équilibre thermodynamique K°(T). Elle ne dépend que de cette température. On obtient alors la loi d’action de masse ou relation de Guldberg et Waage :

 

0

( )

( )

i eq

K T  Q T   a

Avec : K° = Constante d’équilibre thermodynamique (aussi notée K) (sans dimension)

T = Température du système en K

Q = Quotient réactionnel (sans dimension) ai = Activité du constituant Bi (sans dimension)

νi = Coefficient stœchiométrique algébrique (sans dimension)

3.2.3 Expression de l’affinité chimique en fonction de Q et K°(T) A l’équilibre, on a :

0 0

ln ( ) 0

r

G

G RT K T

     

A

Donc , par définition :

0 0 0

ln ( )

r

G RT K T

   A  

Avec : ΔrG° = Enthalpie libre standard de réaction en J.mol^-1 A° = Affinité chimique standard en J.mol^-1

R = Constante des gaz parfait en SI T = Température du système en K

K° = Constante d’équilibre thermodynamique (sans dimension) On appelle température d’inversion, la température Ti telle que K°(Ti)=1, soit :

0 0

( ) T

 

G T ( )

 0 A

Hors équilibre, en utilisant (5) et (8), on obtient :

ln

( ) ln

r

G RT K T RT Q

   

A

On peut donc exprimer l’affinité en fonction de Q et K° sous la forme :

0

( )

r

ln

G RT K T

   Q

A

Avec : A = Affinité chimique en J.mol^-1

ΔrG = Enthalpie libre de réaction en J.mol^-1 R = Constante des gaz parfait en SI T = Température du système en K

K° = Constante d’équilibre thermodynamique (sans dimension) Q = Quotient réactionnel (sans dimension)

3.2.4 Diverses expressions de K°

3.2.4.1 Système homogène gazeux

En supposant les gaz parfaits, d’après 1.4.2, l’activité se met sous la forme :

0 i i

a P

 P

Il en résulte pour un système homogène gazeux :

, 0

( )

i

i eq i

K T P

P

 

  

 



Avec : K° = Constante d’équilibre thermodynamique (sans dimension) T = Température du système en K

Pi = Pression partielle du gaz parfait dans le mélange en Pa

P° = Pression de référence en Pa

νi = Coefficient stœchiométrique algébrique (sans dimension)

Il est souvent intéressant d’exprimer les pressions partielles en fonction des quantités de matière :

i 0 i

P n P

 n

Il en résulte pour un système homogène gazeux :

 

0

, 0

( ) .

.

i i i

i eq i

K T n P

n P



 

     

Avec : K° = Constante d’équilibre thermodynamique (sans dimension) T = Température du système en K

ni = Quantité de matière du gaz parfait dans le mélange en mol νi = Coefficient stœchiométrique algébrique (sans dimension) P = Pression du mélange en Pa

n = Quantité de matière total du mélange en mol P° = Pression de référence en Pa

On peut enfin exprimer la constante d’équilibre en fonction des fractions molaires :

i i

P  x P

Il en résulte pour un système homogène gazeux :

 

0

, 0

( ) .

i i i

i eq i

K T x P

P



 

     

Avec : K° = Constante d’équilibre thermodynamique (sans dimension) T = Température du système en K

xi = Fraction molaire du gaz parfait dans le mélange (sans dimension) νi = Coefficient stœchiométrique algébrique (sans dimension)

P = Pression du mélange en Pa P° = Pression de référence en Pa Exemple :

Soit la réaction d’équation-bilan :

2( ) 2( ) 3( )

2 SO

 O

2 SO

3 3 3

2 2 2 2 2 2

2 0 2 0 2 0

0

2 2 2

( )

SO O SO O SO O

P P n nP x P

K T  P P  n n P  x x P

3.2.4.2 Systèmes gazeux en présence de phases condensées pures

On a vu en 1.4.3 que l’activité d’un corps pur condensé a une activité égale à 1, elle n’apparaît donc pas dans l’expression de K°(T).

Exemple :

Soit la réaction d’équation-bilan :

(cr) ( )g (cr) 2( )g

FeO  CO Fe  CO

0 2

( )

CO

K T P

 P

3.2.4.3 Mélange condensé idéal

On a vu en 1.4.4 que l’activité d’un constituant solide(ou liquide) dans un mélange idéal est égale à sa fraction molaire, donc :

 

0

( )

K T   x

Avec : K° = Constante d’équilibre thermodynamique (sans dimension) T = Température du système en K

xi = Fraction molaire du constituant dans le mélange (sans dimension) νi = Coefficient stœchiométrique algébrique (sans dimension)

3.2.4.4 Solution aqueuse diluée idéale

On a vu en 1.4.4 que l’activité du solvant tendait vers 1 et celle des solutés s’exprimait en fonction de leur concentration molaire :

0 i i

a c

 c

Il en résulte pour la constante d’équilibre :

0 ,

( )

i

i eq i

K T c

c

 

  

 



Avec : K° = Constante d’équilibre thermodynamique (sans dimension) T = Température du système en K

ci = Concentration molaire du soluté dans le mélange en mol.L^-1 c° = Concentration molaire de référence en mol.L^-1

νi = Coefficient stœchiométrique algébrique (sans dimension) Exemple :

Soit la réaction d’équation-bilan :

3 2 3 3

CH COOH  H O CH COO

 H O

 

3 3

0

0 3

( )

eq

CH COO H O K T CH COOH c

 

   

   



On remarque qu’on retrouve la même formule que pour la constante d’acidité.

3.2.5 Relation entre constantes d’équilibre Exemple :

Soit un système siège de plusieurs réactions chimiques dont les équations-bilans sont linéairement dépendantes :

2

2

2 2

2

2 2

2

0

2 2 1 0

0

2 2 2 2

2 0

2 2 2 3 2 0

0

2 2

CO H

H O

CO H

H O CO

CO H

H O

C H O CO H K P P

P P CO H CO H K P P

P P C H O CO H K P P

P P

  

  

  

On remarque que les trois réactions sont liées par : (3) = (1) + (2) et que K°3=K°1.K°2.

On peut retrouver ces résultats à part des expressions de l’enthalpie libre de réaction. L’enthalpie libre étant une grandeur extensive :

0 0 0

3 1 2

r

G

G

G

    

Or, d’après (8) :

0 0 0

3 1 2

ln ln ln

RT K RT K RT K

   

D’où :

0 0 0

3 1 2

K  K K

Soit un système (3) dont l’équation-bilan est la combinaison des équations-bilans des équilibres (1) et (2) :

(3)   q (1)   r (2)

Alors :

   

0 0 0

3 1 2

q r

K  K K

3.2.6 Paramétrage d’un système

La variable naturelle pour caractériser l’évolution d’un système est l’avancement de réaction ξ. Il est utilisé dans le cas général.

On peut cependant aussi utiliser le coefficient de dissociation, α, ou le taux de conversion ou avancement, τ, définis par :

(0) ( ) (0)

i i

i

Quantité de réactif ayant réagi n n t ou Quantité initiale de réactif n

    ^

3.2.7 Variation de la constante d’équilibre avec la température D’après la relation (8) et la relation de Gibbs-Helmholtz en 2.5, on obtient :

0 0 0

2

( ) ln ( )

( )

r

P P

d G T d RT K T H T

T T

dT dT T

                   

       

 

Ceci conduit à la relation isobare de Van’t Hoff :

0 0

2

ln ( )

( )

P

d K T H T

dT RT

   

 

 

Avec : K° = Constante d’équilibre thermodynamique (sans dimension) T = Température du système en K

P = Pression du système en Pa

ΔrH° = Enthalpie standard de réaction en J.mol^-1 R = Constante des gaz parfait en SI

Lorsque l’enthalpie standard de réaction peut être considérée comme constante, on peut intégrer (15) pour connaître la constante d’équilibre à la température T2, la connaissant à la températureT1 ou pour déterminer l’enthalpie standard de réaction à partir des données des constantes d’équilibre :

0

0 0

2 1

2 1

1 1

ln ( ) ln ( )

H ( )

K T K T

R T T

    

3.3 Lois de déplacement des équilibres

3.3.1 Méthode d’étude

En 1888, Le Châtelier énonce le principe de modération permettant de prévoir qualitativement le sens de déplacement d’un équilibre chimique, suite à une perturbation :

« Une modification de l’une des variables intensives qui définit l’état d’un système en équilibre provoque une évolution du système qui, si elle se produisait seule, tendrait à s’opposer à cette modification. »

Ainsi, si l’on considère un système à l’état initial (E.I.) dans un premier état d’équilibre :

. .

0

E I



A

On provoque une perturbation élémentaire se traduisant par une variation d’affinité dA conduisant à la nouvelle affinité du système :

' 

 d  d

A A A A

Le sens de déplacement se traduira par (4) :

. 0

d A d  

Donc : - si dA>0, évolution dans le sens 1 - si dA<0, évolution dans le sens 2

- si dA=0, le système est encore à l’équilibre

Une fois l’évolution effectuée, le système retourne à un nouvel état d’équilibre (E.F.) dans lequel son affinité chimique est nulle :

. .

0

E F



A

En utilisant le quotient réactionnel, on retrouve :

0

0

. .

ln 0

E I

RT K car Q K

 Q  

A

La perturbation modifie Q sans toucher à K°. On a alors : - si Q<K°, A>0, évolution dans le sens 1

- si Q>K°, A<0, évolution dans le sens 2 - si Q=K°, le système est encore à l’équilibre

On retrouve la règle énoncée en première année donnant le sens de relaxation d’un système : « Q évolue vers K ».

On parle de déplacement de l’équilibre initial, s’il correspond au même système physico-chimique.

Si l’un des constituants apparaît ou disparaît, il y a rupture d’équilibre.

3.3.2 Influence de la température à pression constante On reprend la loi de Van’t Hoff en (15) :

0 0

2

ln ( )

H T ( )

d K T dT

RT

 

Donc, pour dT>0 :

- ΔrH°>0, d(lnK°(T))>0, évolution dans le sens 1

La réaction endothermique est favorisée par une élévation de température.

- ΔrH°<0, d(lnK°(T))<0, évolution dans le sens 2

C’est le sens endothermique qui est favorisé. (Donc la réaction exothermique est favorisée par une baisse de température).

En utilisant l’affinité chimique, on déduit de (5) :

0

ln

r

G

R Q

T T

    A

En dérivant par rapport à la température et à l’aide de la relation de Gibbs-Helmholtz :

0 0

2 0

( )

( )

r r

r

d d G H T

dT T dT T T

d H T dT T

 

 

    

   

   

  A

A

Le sens de déplacement se traduira par (4) :

0

. 0

( ). . 0

r

d d

H T dT d







 

A

Donc, pour dT>0 :

- ΔrH°>0, dξ>0, évolution dans le sens 1

Donc la réaction endothermique est favorisée par une élévation de température.

- ΔrH°<0, dξ<0, évolution dans le sens 2

C’est encore une fois le sens endothermique qui est favorisé. (Donc la réaction exothermique est favorisée par une baisse de température).

Loi de Van’t Hoff : si la température augmente, il y a déplacement de l’équilibre dans le sens endothermique à pression constante.

3.3.3 Influence de la pression à température constante

On considère un équilibre homogène gazeux. On obtient (11) pour la valeur de la constante d’équilibre, d’où l’expression de l’affinité :

0

0

0

0

( ) ln

( ) ln ln

i

i i

i

i i

i i

T RT n P

nP T RT P RT n

nP



 



 

    

 

      





A = A A

En différentiant par rapport à la pression :

i

ln

i

i i

d RT d P

RT dP

P





 

     

 

     





A

Le sens de déplacement se traduira par (4) :

. 0

. . 0

i i

d d

dP d



 



  

 

   A

Donc, pour dP>0 :

- _i

i

  

 





- _i

i

  

 





Loi de Le Châtelier : Si la pression augmente, il y a déplacement dans le sens d’une diminution de la quantité de matière gazeuse à température constante.

A retenir et savoir faire :

- Connaître le lien entre affinité chimique et variation d’enthalpie libre

- Connaître l’expression liant l’affinité chimique, l’enthalpie libre standard et le quotient réactionnel Q ainsi que celle liant l’affinité chimique en fonction du quotient réactionnel Q et de la constante d’équilibre K° (T).

- Connaître la relation de Guldberg et Waage (ou loi d’action des masses).

- Connaître la relation de Van’t Hoff.

- Connaître les conditions d’équilibre et d’évolution d’équilibre.

- Retenir la distinction entre déplacement et rupture d’équilibre.

3.4 Exercices d’application

3.4.1 Exercice 1

Calculer, à 298 K, la constante thermodynamique de l’équilibre de Deacon, d’équation-bilan :

( ) 2( ) 2 ( ) 2( )

4 HCl

 O

2 H O

 2 Cl

Données : à 25°C (en J.K^-1.mol^-1)

HCl(g) O2(g) H20(g) Cl2(g)

ΔfH° (kJ.mol^-1) -92,3 0 -241,8 0

S°(kJ.K^-1.mol^-1) 186,8 205,0 188,7 223,0

3.4.2 Exercice 2 On a l’équilibre :

0

2 4

2

(320 ) 0,674

N O NO K K 

Sur l’intervalle [300 K ; 320 K], l’enthalpie standard de cette réaction peut être considérée comme constante :

0 1

57,0 .

r

H kJ mol

 

a) Déterminer K°(300 K).

b) En déduire l’entropie standard de cette réaction, entropie supposée constante sur l’intervalle [300 K ; 320 K].

3.4.3 Exercice 3

On considère la dissociation du pentachlorure de phosphore PCl5, selon l’équation-bila n :

5( )g 3( )g 2( )g

PCl PCl  Cl

A 190°C, K° = 0,240 pour cet équilibre. A 190°C, du pentachlorure de phosphore est introduit pur dans une enceinte, dont la pression P est maintenue constante et égale à 1,00 bar. Déterminer la pression partielle de chacun des gaz à l’équilibre.

3.4.4 Exercice 4

Pour la synthèse de l’ammoniac selon :

0 1 0

2

3

2

92,42 . (500 ) 0,205

N  H NH  H   kJ mol

K K 

a) Préciser l’effet d’une élévation de température isobare sur cet équilibre.

b) Vérifier le résultat en déterminant K°(550 K), ΔrH° étant supposée constante sur l’intervalle [500 K ; 550 K].

3.4.5 Equilibre d’isomérisation

On étudie à 25°C sous P = 5 bar, l’équilibre d’isomérisation entre l’isobutane A (gaz) et le butane B (gaz). On part de 1 mol d’isobutane pur.

Données : μ°A = -17,98 kJ.mol^-1 ; μ°B = -15,71 kJ.mol^-1

a) Exprimer ΔrG°(298 K) de la réaction A B.

b) Exprimer l’enthalpie libre Gsyst du système chimique étudié, pour un avancement ξ à l’instant t.

c) Exprimer l’enthalpie libre de réaction ΔrG ou l’affinité chimique A au même instant t.

d) Tracer le graphe Gsyst=f(ξ) et le graphe A=g(ξ). En déduire la constante d’équilibre à 25°C et la valeur de l’avancement à l’équilibre, ξe.

3.5 Exercices

3.5.1 Prévision du sens d’évolution d’un système Soit l’équilibre hétérogène :

( ) 2 ( ) 2( )

4 CuO

2 Cu O

 O

On donne ΔrH° et ΔrS° supposées indépendantes de T :

0 1 0 1 1

248,75 . 177.9 . .

r

H kJ mol et

S J mol K

   

Dans un récipient de volume V = 10 L, maintenu à T = 1273 K, on place : 0,1 mol de CuO, 0,01 mol de Cu2O et n mol de O2.

a) Calculer numériquement le quotient réactionnel Q et l’affinité chimique A dans les 2 cas suivants : - n = 0,01

- n = 0,02

Prévoir dans chaque cas le sens d’évolution.

b) Déterminer dans les deux cas ξe puis les quantités des trois constituants à l’équilibre.

3.5.2 Dissociation de l’ammoniac

L’affinité chimique standard de l’équilibre de dissociation de l’ammoniac, selon l’équation-bilan :

3 2 2

2 NH 3 H  N

dépend de la température (en J.mol^-1):

0 3

( ) T   87,0.10  59,4 log T T  31,6 T A

1) Déterminer les expressions de l’enthalpie libre standard ΔrG°, de l’enthalpie standard ΔrH° et de l’entropie standard ΔrS° pour cette réaction. Justifier le signe de ΔrS°(T).

2) Calculer la température d’inversion de cet équilibre.

3) Calculer l’affinité chimique standard du système A°(473 K) et la constante d’équilibre K°(473 K).

4-a) Déterminer, à 473 K, l’affinité chimique des deux systèmes ayant les compositions suivantes sous une pression totale de 10 bar :

- n(H2) = 2,0 mol ; n(N2) = 2,0 mol ; n(NH3) = 1,0 mol - n(H2) = 0,030 mol ; n(N2) = 0,010 mol ; n(NH3) = 0,96 mol 4-b) En déduire le sens d’évolution de chaque système.

4-c) Pour le deuxième système, déterminer la composition du système à l’équilibre.

3.5.3 Influence de T et P

a) Préciser qualitativement l’influence de la température et de la pression sur l’équilibre homogène gazeux :

0 1

2 2

2 NO 2 NO O  

H  113 kJ mol .

b) A 97°C, le taux de dissociation α de NO2 est de 1% sous P = 1 bar. Calculer K°. Pour quelle pression, à 27°C, a-t-on un taux de dissociation de 99% ? Pour quelle température, sous P = 1 bar, a-t-on un taux de dissociation de 99% ?

3.5.4 Réduction des oxydes de fer

A 800°C, la réduction de la magnétite Fe3O4 implique deux équilibres :

0

3 4( ) 2 ( ) 2 1

0

( ) 2 ( ) 2 2

3 (800 ) 3, 22

(800 ) 0,63

cr cr

cr cr

Fe O H FeO H O K C

FeO H Fe H O K C

   

   

Dans un réacteur de volume constant V = 40,0 L, on introduit 4 mol de Fe3O4 et une quantité n de dihydrogène.

1) Déterminer la valeur minimale que doit prendre n pour que : a) l’équilibre 1 s’établisse

b) toute la magnétite soit réduite en oxyde de fer (II) c) l’équilibre 2 s’établisse

d) le réacteur contienne un mélange équimolaire de Fe et de FeO.

2) Déterminer la pression totale dans le cas 1.d).