Equilibrage des réactions d'oxydo-réduction
Reprend des chapitres de théorie.
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1. Équilibrer une réaction d'oxydo-réduction |
Une réaction d'oxydo-réduction est une réaction où il y a transfert d'un ou de plusieurs électrons du réducteur sur l'oxydant.
Pour équilibrer ces réactions, il faut tenir compte de ce que plusieurs électrons peuvent être échangés simultanément: il faudra donc que le réducteur donne exactement le nombre d'électrons que l'oxydant est capable d'accepter. Deux méthodes sont habituellement utilisées.
Première méthode
Il est bien sûr possible d'équilibrer les réactions d'oxydo-réduction en une seule ligne (voir deuxième méthode), mais il est préférable d'apprendre à les équilibrer en séparant les deux demi-réactions d'oxydation et de réduction, ce qui permettra plus tard de traiter les problèmes d'électrochimie. Cette méthode de travail est particulièrement indiquée dans le cas de réactions qui font intervenir des ions H+ ou OH- .
Il est conseillé de procéder comme suit:
1. Écrire les réactifs et les produits en tenant compte des dissociations ioniques lorsque les substances sont en solution aqueuse.
2. Indiquer les E.O.(états d'oxydation) de tous les atomes et séparer les demi-réactions d'oxydation et de réduction.
3. Équilibrer dans chaque demi-réaction
a. les atomes qui changent d'E.O.
b. les électrons qui sont échangés entre ces atomes
c. les ions H+ ou OH- nécessaires pour équilibrer les charges
d. les molécules H2O nécessaires pour équilibrer les atomes H et O.
4. Multiplier chaque demi-réaction par un nombre choisi de telle sorte que le nombre total d'électrons perdus dans l'oxydation soit égal au nombre total d'électrons gagnés dans la réduction.
5. Additionner les demi-réactions en simplifiant les espèces qui sont à gauche et à droite et vérifier que les atomes et les charges sont équilibrés.
6. Au cas où l'on désire écrire une équation moléculaire, ajouter les ions spectateurs des deux côtés.
Pour voir un exemple, cliquez ici.
Seconde méthode
Pour équilibrer les réactions d'oxydo-réduction : on peut aussi utiliser la méthode progressive en une ligne.
Il est conseillé de procéder comme suit:
1. Écrire les formules des particules en présence.
2. Repérer les systèmes redox impliqués dans la réaction et écrire une équation faisant apparaître uniquement les partenaires redox.
3. Déterminer les états d'oxydation des atomes intervenant dans la réaction puis équilibrer le nombre d'atomes qui changent d'E.O.
4. Indiquer le nombre d'électrons échangés dans chacun des deux systèmes en reliant les deux partenaires de chacun des couples par une ligne.
5. Équilibrer le nombre d'électrons échangés en adaptant les coefficients stoechiométriques.
6. Équilibrer les charges électriques en ajoutant dans l'un ou l'autre membre soit des ions H+(aq) si la réaction a lieu en milieu acide, soit des ions OH-(aq) si elle a lieu en milieu basique, et ajouter dans l'autre membre des molécules d'H2O pour équilibrer les atomes O et H.
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