UTILISATION DU DIAGRAMME
201
leur phase.
Nous avons donc :
A = A
◦
= Δ r G
◦
T (1) − Δ r G
◦
T (2)
et donc :
A > 0 ⇒ Δ r G
◦
T (1) > Δ r G
◦
T (2).
Ainsi, pour avoir Red 1 stable (en présence de Ox 2 ), la courbe (1) doit être au-dessus
de la courbe (2), soit, dans le cas particulier tracé ici, pour T > T i . Les conclusions obtenues ici n’ont pas une importance pratique considérable car les réactions
entre solides posent des problèmes de mise en œuvre, en particulier pour des raisons
cinétiques (ces réactions sont en général assez lentes).
Dans ce qui suit, nous étudierons, dans le cas des oxydes de fer, la réduction par un
réactif gazeux, choix industriel beaucoup plus fréquent.
3.2 L’exemple de la réduction des oxydes de fer
a) Application de la règle des phases
Le réducteur utilisé dans l’industrie est le monoxyde de carbone gazeux. L’oxydant
conjugué est le dioxyde de carbone. Comme le monoxyde de carbone CO et le dioxyde de carbone CO 2 appartiennent à la même phase, la variance des équilibres de
réduction d’un solide pur en un autre solide pur est :
v = (4 − 1) + 2 − 3 = 2.
Il faut donc une description plus précise des réactions pour bien choisir les conditions
de réduction.
b) Réactions à étudier
Il faut envisager les réactions :
2 CO (g) + O 2 (g)
=
2 CO 2 (g)
2 Fe + O 2 (g)
=
2 FeO
6 FeO + O 2 (g)
=
2 Fe 3 O 4
3
2
Fe + O 2 (g)
=
1
2
Fe 3 O 4
4 Fe 3 O 4 + O 2 (g)
=
6 Fe 2 O 3 .
Le fer et ses oxydes sont supposés solides. Les réactions de réduction étudiées sont
donc :
2 FeO + 2 CO (g)
=
2 Fe + 2 CO 2 (g)
(réaction (a))