Comment équilibrer les réactions redox?

Bien que les demi-réactions soient des réactions hypothétiques, la division de l'équation vous permet de déterminer facilement si une réaction redox se produit.

Une réaction de réduction/oxydation (redox) est une réaction chimique dans laquelle l'un des réactifs est réduit tandis que l'autre est oxydé. La réduction et l'oxydation font référence au transfert d'électrons entre des éléments ou des composés et sont désignées par l'état d'oxydation. Un atome est oxydé lorsque son indice d'oxydation augmente et diminue lorsque son indice d'oxydation diminue. Les réactions d'oxydoréduction sont essentielles aux fonctions de base de la vie telles que la photosynthèse et la respiration. L'équilibrage d'une réaction d'oxydoréduction comporte quelques étapes de plus que l'équilibrage d'une équation chimique ordinaire. L'étape la plus importante est d'identifier si une réaction redox a réellement lieu.

Partie 1 sur 3: identifier une réaction d'oxydoréduction

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Apprenez les règles d'attribution de l'état d'oxydation. L'état d'oxydation d'une espèce (chaque élément de l'équation) est un nombre égal au nombre d'électrons qui peuvent être gagnés, perdus ou partagés avec un autre élément au cours du processus de liaison chimique. Il existe sept règles qui vous permettent de déterminer l'état d'oxydation d'un élément. Ils doivent être suivis dans l'ordre indiqué ci-dessous. Si deux règles sont en conflit, utilisez la première règle pour attribuer l'état d'oxydation (OS).
- Règle #1: Un atome individuel, par lui-même, a un OS de 0. Par exemple: Au, OS = 0. Cl _{2 a} également un OS de 0 tant qu'il n'est combiné avec aucun autre élément.
- Règle n°2: Le système d'exploitation total de tous les atomes d'une espèce neutre est de 0, mais celui d'un ion est égal à la charge ionique. Le système d'exploitation de la molécule doit être égal à 0, mais le système d'exploitation de chaque élément de cette molécule peut ne pas être égal à zéro. Par exemple, H ₂ O a un OS de 0, mais chaque atome d'hydrogène a un OS de +1, tandis que l'atome d'oxygène a un OS de -2. L'ion Ca ²⁺ a un état d'oxydation de +2.
- Règle n°3: Pour les composés, les métaux du groupe 1 ont un OS de +1 et les métaux du groupe 2 ont un OS +2.
- Règle n°4: L'état d'oxydation du fluor dans un composé est de -1.
- Règle n°5: L'état d'oxydation de l'hydrogène dans un composé est +1.
- Règle n°6: L'état d'oxydation de l'oxygène dans un composé est de -2.
- Règle n°7: Dans les composés à deux éléments dont au moins un est un métal, les éléments du groupe 15 ont un OS de -3, le groupe 16 a un OS de -2 et le groupe 17 a un OS de -1.
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Divisez la réaction en deux demi-réactions. Bien que les demi-réactions soient des réactions hypothétiques, la division de l'équation vous permet de déterminer facilement si une réaction redox se produit. Pour ce faire, prenez le premier réactif et écrivez-le comme une demi-réaction avec le produit qui inclut l'élément dans le réactif. Ensuite, prenez le deuxième réactif et écrivez-le comme une demi-réaction avec le produit qui comprend cet élément.
- Par exemple: Fe + V ₂ O ₃ - -> Fe ₂ O ₃ + VO se décompose en les deux demi-réactions suivantes:
  - Fe - -> Fe ₂ O ₃
  - V ₂ O ₃ - -> VO
- S'il n'y a qu'un seul réactif et deux produits, faites une demi-réaction avec le réactif et le premier produit, et une demi-réaction avec le réactif et le deuxième produit. Lors de la combinaison des demi-réactions à la fin, n'oubliez pas de recombiner les réactifs. Vous pouvez faire de même s'il y a deux réactifs et un seul produit: utilisez chaque réactif avec le même produit pour les demi-réactions.
  - ClO ^- - -> Cl ^- + ClO ₃^-
  - Demi-réaction 1: ClO ^- - -> Cl ^-
  - Demi-réaction 2: ClO ^- - -> ClO ₃^-
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Attribuez des états d'oxydation à chaque élément de l'équation. À l'aide des sept règles d'attribution des états d'oxydation, déterminez l'état d'oxydation de chaque espèce dans l'équation chimique donnée. Bien qu'un composé puisse être neutre, les éléments qui le composent auront un état d'oxydation chargé. N'oubliez pas de suivre les règles dans l'ordre.
- Pour la première demi-réaction dans notre exemple ci-dessus: OS pour l'atome Fe seul est 0 (règle #1), OS pour le Fe dans Fe ₂ est +3 (règles #2 et #6), et le OS pour le O dans O ₃ est -2 (règle #6).
- Pour la seconde demi-réaction: OS pour le V dans V ₂ est +3 (règle #2 et #6) tandis que OS pour le O dans O ₃ est -2 (règle #6). OS pour V est +2 (règle #2), tandis que O est -2 (règle #6).
Pour plus d'aide, y compris comment équilibrer une réaction redox dans une solution basique, lisez la suite!
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Déterminez si une espèce est oxydée et une autre réduite. En regardant les états d'oxydation de chaque espèce dans votre demi-réaction, déterminez si une espèce est oxydée (l'état d'oxydation augmente), tandis que l'autre espèce est réduite (l'état d'oxydation diminue).
- Dans notre exemple, la première demi-réaction est oxydée car Fe démarre avec un OS de 0 et monte à 3. La seconde demi-réaction est réduite car V commence avec un OS de +6 et descend à +2.
- Parce qu'une espèce est oxydée et l'autre réduite, cette équation est une réaction redox.

Partie 2 sur 3: équilibrer une réaction redox dans une solution neutre ou acide

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Divisez la réaction en deux demi-réactions. Votre équation devrait déjà être divisée en deux demi-réactions à partir de l'étape précédente consistant à déterminer si une réaction redox se produisait ou non. Si on vous a déjà dit qu'il s'agissait d'une réaction redox, alors votre première étape consiste à la diviser en deux demi-réactions. Pour ce faire, prenez le premier réactif et écrivez-le comme une demi-réaction avec le produit qui inclut l'élément dans le réactif. Ensuite, prenez le deuxième réactif et écrivez-le comme une demi-réaction avec le produit qui comprend cet élément.
- Par exemple: Fe + V ₂ O ₃ - -> Fe ₂ O ₃ + VO se décompose en les deux demi-réactions suivantes:
  - Fe - -> Fe ₂ O ₃
  - V ₂ O ₃ - -> VO
- S'il n'y a qu'un seul réactif et deux produits, faites une demi-réaction avec le réactif et le premier produit, et une demi-réaction avec le réactif et le deuxième produit. Lors de la combinaison des demi-réactions à la fin, n'oubliez pas de recombiner les réactifs. Vous pouvez faire de même s'il y a deux réactifs et un seul produit: utilisez chaque réactif avec le même produit pour les demi-réactions.
  - ClO ^- - -> Cl ^- + ClO ₃^-
  - Demi-réaction 1: ClO ^- - -> Cl ^-
  - Demi-réaction 2: ClO ^- - -> ClO ₃^-
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Équilibrez tous les éléments de l'équation, à l'exception de l'hydrogène et de l'oxygène. Une fois que vous avez déterminé qu'une réaction redox se produit, il est temps de l'équilibrer. Commencez par équilibrer tous les éléments de chaque demi-réaction qui ne sont ni l'hydrogène (H) ni l'oxygène (O). Ceux-ci seront équilibrés dans les étapes suivantes.
- Demi-réaction 1:
  - Fe - -> Fe ₂ O ₃
  - Il y a 1 atome de Fe sur le côté gauche et 2 sur la droite, multipliez la gauche par 2 pour équilibrer.
  - 2Fe - -> Fe ₂ O ₃
- Demi-réaction 2:
  - V ₂ O ₃ - -> VO
  - Il y a 2 atomes V sur le côté gauche et un sur la droite, multipliez le droit par 2 pour équilibrer.
  - V ₂ O ₃ - -> 2VO
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Équilibrer les atomes d'oxygène en ajoutant h ₂ o du côté opposé de la réaction. Détermine le nombre d'atomes d'oxygène de chaque côté de l'équation. Équilibrez l'équation en ajoutant des molécules d'eau du côté qui contient le moins d'atomes d'oxygène jusqu'à ce que les deux côtés soient égaux.
- Demi-réaction 1:
  - 2Fe - -> Fe ₂ O ₃
  - Il y a 3 atomes d'O à droite et aucun à gauche. Ajouter 3 molécules H ₂ O sur le côté gauche pour équilibrer.
  - 2Fe + 3H ₂ O - -> Fe ₂ O ₃
- Demi-réaction 2:
  - V ₂ O ₃ - -> 2VO
  - Il y a 3 atomes O sur le côté gauche et deux sur la droite. Ajoutez 1 molécule de H ₂ O sur le côté droit pour équilibrer.
  - V ₂ O ₃ - -> 2VO + H ₂ O
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Équilibrez les atomes d'hydrogène en ajoutant h ⁺ à l'opposé de l'équation. Comme vous l'avez fait avec les atomes d'oxygène, déterminez le nombre d'atomes d'hydrogène de chaque côté de l'équation. Ensuite, équilibrez en ajoutant des atomes H ⁺ au côté qui a moins d'atomes jusqu'à ce que les deux côtés soient égaux.
- Demi-réaction 1:
  - 2Fe + 3H ₂ O - -> Fe ₂ O ₃
  - Il y a 6 atomes H sur le côté gauche et aucun sur le côté droit. Ajoutez 6 H ⁺ sur le côté droit pour équilibrer.
  - 2Fe + 3H ₂ O - -> Fe ₂ O ₃ + 6H ⁺
- Demi-réaction 2:
  - V ₂ O ₃ - -> 2VO + H ₂ O
  - Il y a 2 atomes H à droite et aucun à gauche. Ajoutez 2 H ⁺ sur le côté gauche pour équilibrer.
  - V ₂ O ₃ + 2H ⁺ - -> 2VO + H ₂ O
Si vous avez une solution neutre ou acide, vous pouvez équilibrer une réaction d'oxydoréduction en divisant d'abord l'équation en deux demi-réactions.
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Égalisez les charges en ajoutant des électrons au bon côté de l'équation. Après avoir équilibré les hydrogènes et les oxygènes, un côté de votre équation sera plus positif que l'autre. Ajoutez suffisamment d'électrons au côté de chaque équation qui est le plus positif pour que la charge soit égale à zéro.
- Des électrons seront presque toujours ajoutés à côté des atomes H ⁺.
- Demi-réaction 1:
  - 2Fe + 3H ₂ O - -> Fe ₂ O ₃ + 6H ⁺
  - La charge du côté gauche de l'équation est 0 tandis que le côté droit a une charge 6+ due aux ions hydrogène. Ajoutez 6 électrons sur le côté droit pour équilibrer.
  - 2Fe + 3H ₂ O - -> Fe ₂ O ₃ + 6H ⁺ + 6e ^-
- Demi-réaction 2:
  - V ₂ O ₃ + 2H ⁺ - -> 2VO + H ₂ O
  - La charge sur le côté gauche de l'équation est 2+ tandis que le côté droit est 0. Ajoutez 2 électrons sur le côté gauche pour ramener la charge à zéro.
  - V ₂ O ₃ + 2H ⁺ + 2e ^- - -> 2VO + H ₂ O
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Multipliez chaque demi-réaction par un facteur d'échelle de sorte que les électrons soient égaux dans les deux demi-réactions. Les électrons de chaque côté de l'équation doivent être rendus égaux, de sorte que lorsque les demi-réactions sont additionnées, les électrons s'annulent. Multipliez la réaction par le plus petit facteur commun des électrons pour les rendre identiques.
- La demi-réaction 1 a 6 électrons tandis que la demi-réaction 2 a 2 électrons. En multipliant la demi-réaction 2 par 3, il aura 6 électrons et sera égal à la première demi-réaction.
- Demi-réaction 1:
  - 2Fe + 3H ₂ O - -> Fe ₂ O ₃ + 6H ⁺ + 6e ^-
- Demi-réaction 2:
  - V ₂ O ₃ + 2H ⁺ + 2e ^- - -> 2VO + H ₂ O
  - Multiplier par 3: 3V ₂ O ₃ + 6H ⁺ + 6e ^- - -> 6VO + 3H ₂ O
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Combinez les deux demi-réactions. Écrivez tous les réactifs du côté gauche de l'équation et tous les produits du côté droit de l'équation. Vous remarquerez qu'il y a des termes similaires de chaque côté, y compris H ₂ O, H ⁺ et e ^-. Vous pouvez annuler des termes similaires, les termes restants laissant une équation équilibrée.
- 2Fe + 3H ₂ O + 3V ₂ O ₃ + 6H ⁺ + 6e ^- - -> Fe ₂ O ₃ + 6H ⁺ + 6e ^- + 6VO + 3H ₂ O
- Les électrons de chaque côté de l'équation s'annulent donnant: 2Fe + 3H ₂ O + 3V ₂ O ₃ + 6H ⁺ - -> Fe ₂ O ₃ + 6H ⁺ + 6VO + 3H ₂ O
- Il y a 3 ions H ₂ O et 6 H ⁺ de chaque côté de l'équation qui s'annulent également, ce qui donne une équation finale équilibrée: 2Fe + 3V ₂ O ₃ - -> Fe ₂ O ₃ + 6VO
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Vérifiez que chaque côté de votre équation a la même charge. Lorsque vous avez terminé l'équilibrage, vérifiez que les charges sont équilibrées de chaque côté de l'équation. Les charges de chaque côté de l'équation doivent être les mêmes.
- Pour le côté droit de notre équation: OS pour Fe est 0. Dans V ₂ O ₃ l'OS pour V est +3 et pour O est -2. En multipliant par le nombre d'atomes de chaque élément, V = +3 x 2 =6, O = -2 x 3 = -6. Les charges s'annulent.
- Pour le côté gauche de notre équation: Dans Fe ₂ O ₃ l'OS pour Fe est +3 et pour O est -2. En multipliant par le nombre d'atomes de chaque élément, Fe = +3 x 2 = +6, O = -2 x 3 = -6. Les charges s'annulent. En VO, l'OS pour V est +2, tandis que pour O c'est -2. Les charges s'annulent également de ce côté.
- Parce que toutes les charges sont égales à zéro, notre équation a été correctement équilibrée.

Partie 3 sur 3: équilibrer une réaction redox dans une solution basique

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Divisez la réaction en deux demi-réactions. L'équilibrage dans une solution de base suit les mêmes étapes que ci-dessus, avec une étape supplémentaire à la fin. Encore une fois, votre équation devrait déjà être divisée en deux demi-réactions à partir de l'étape précédente consistant à déterminer si une réaction redox se produisait ou non. Si on vous a déjà dit qu'il s'agissait d'une réaction redox, alors votre première étape consiste à la diviser en deux demi-réactions. Pour ce faire, prenez le premier réactif et écrivez-le comme une demi-réaction avec le produit qui inclut l'élément dans le réactif. Ensuite, prenez le deuxième réactif et écrivez-le comme une demi-réaction avec le produit qui comprend cet élément.
- Par exemple, équilibrez la réaction suivante dans une solution basique: Ag + Zn ²⁺ - -> Ag ₂ O + Zn se décompose en les deux demi-réactions suivantes:
  - Ag - -> Ag ₂ O
  - Zn ²⁺ - -> Zn
Comment équilibrer un ion dioxyde d'azote avec un ion dioxyde d'azote?
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Équilibrez tous les éléments de l'équation, à l'exception de l'hydrogène et de l'oxygène. Une fois que vous avez déterminé qu'une réaction redox se produit, il est temps de l'équilibrer. Commencez par équilibrer tous les éléments de chaque demi-réaction qui ne sont ni l'hydrogène (H) ni l'oxygène (O). Ceux-ci seront équilibrés dans les étapes suivantes.
- Demi-réaction 1:
  - Ag - -> Ag ₂ O
  - Il y a 1 atome Ag sur le côté gauche et 2 sur la droite, multipliez la gauche par 2 pour équilibrer.
  - 2Ag - -> Ag ₂ O
- Demi-réaction 2:
  - Zn ²⁺ - -> Zn
  - Il y a 1 atome de Zn à gauche et 1 à droite, il est donc déjà équilibré.
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Équilibrer les atomes d'oxygène en ajoutant h ₂ o du côté opposé de la réaction. Détermine le nombre d'atomes d'oxygène de chaque côté de l'équation. Équilibrez l'équation en ajoutant des molécules d'eau du côté qui contient le moins d'atomes d'oxygène jusqu'à ce que les deux côtés soient égaux.
- Demi-réaction 1:
  - 2Ag - -> Ag ₂ O
  - Il n'y a pas d'atomes d'O à gauche et un à droite. Ajoutez 1 molécule de H ₂ O sur le côté gauche pour équilibrer.
  - H ₂ O + ₂ Ag - -> Ag ₂ O
- Demi-réaction 2:
  - Zn ²⁺ - -> Zn
  - Il n'y a pas d'atomes d'O de chaque côté, il est donc équilibré.
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Équilibrez les atomes d'hydrogène en ajoutant h ⁺ à l'opposé de l'équation. Comme vous l'avez fait avec les atomes d'oxygène, déterminez le nombre d'atomes d'hydrogène de chaque côté de l'équation. Ensuite, équilibrez en ajoutant des atomes H ⁺ au côté qui a moins d'atomes jusqu'à ce que les deux côtés soient égaux.
- Demi-réaction 1:
  - H ₂ O + ₂ Ag - -> Ag ₂ O
  - Il y a 2 atomes H sur le côté gauche et aucun sur le côté droit. Ajoutez 2 H ⁺ sur le côté droit pour équilibrer.
  - H ₂ O + 2Ag - -> Ag ₂ O + 2H ⁺
- Demi-réaction 2:
  - Zn ²⁺ - -> Zn
  - Il n'y a pas d'atomes H de chaque côté, il est donc équilibré.
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Égalisez les charges en ajoutant des électrons au bon côté de l'équation. Après avoir équilibré les hydrogènes et les oxygènes, un côté de votre équation sera plus positif que l'autre. Ajoutez suffisamment d'électrons au côté de chaque équation qui est le plus positif pour que la charge soit égale à zéro.
- Des électrons seront presque toujours ajoutés à côté des atomes H ⁺.
- Demi-réaction 1:
  - H ₂ O + 2Ag - -> Ag ₂ O + 2H ⁺
  - La charge du côté gauche de l'équation est 0 tandis que le côté droit a une charge 2+ due aux ions hydrogène. Ajoutez 2 électrons sur le côté droit pour équilibrer.
  - H ₂ O + 2Ag - -> Ag ₂ O + 2H ⁺ + 2e ^-
- Demi-réaction 2:
  - Zn ²⁺ - -> Zn
  - La charge sur le côté gauche de l'équation est 2+ tandis que le côté droit est 0. Ajoutez 2 électrons sur le côté gauche pour ramener la charge à zéro.
  - Zn ²⁺ + 2e ^- - -> Zn
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Multipliez chaque demi-réaction par un facteur d'échelle de sorte que les électrons soient égaux dans les deux demi-réactions. Les électrons de chaque côté de l'équation doivent être rendus égaux, de sorte que lorsque les demi-réactions sont additionnées, les électrons s'annulent. Multipliez la réaction par le plus petit facteur commun des électrons pour les rendre identiques.
- Pour notre exemple, les deux côtés sont déjà équilibrés avec 2 électrons de chaque côté.
Une fois que vous avez déterminé qu'une réaction redox se produit, il est temps de l'équilibrer.
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Combinez les deux demi-réactions. Écrivez tous les réactifs du côté gauche de l'équation et tous les produits du côté droit de l'équation. Vous remarquerez qu'il y a des termes similaires de chaque côté, y compris H ₂ O, H ⁺ et e ^-. Vous pouvez annuler des termes similaires, les termes restants laissant une équation équilibrée.
- H ₂ O + 2Ag + Zn ²⁺ + 2e ^- - -> Ag ₂ O + Zn + 2H ⁺ + 2e ^-
- Les électrons de part et d'autre de l'équation s'annulent pour donner: H ₂ O + 2Ag + Zn ²⁺ - -> Ag ₂ O + Zn + 2H ⁺
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Équilibrez les ions hydrogène positifs avec des ions hydroxyle négatifs. Parce que vous voulez équilibrer dans une solution basique, vous voulez annuler les ions hydrogène. Ajoutez un nombre égal d' ions OH ^- pour équilibrer les ions H ⁺. Lorsque vous ajoutez des ions OH ^-, vous devez ajouter le même nombre des deux côtés de l'équation.
- H ₂ O + 2Ag + Zn ²⁺ - -> Ag ₂ O + Zn + 2H ⁺
- Il y a 2 ions H ⁺ sur le côté droit de l'équation. Ajouter 2 OH ^- ions des deux côtés de l'équation.
- H ₂ O + 2Ag + Zn ²⁺ + 2OH ^- - -> Ag ₂ O + Zn + 2H ⁺ + 2OH ^-
- H ⁺ et OH ^{- se} combinent pour former une molécule d'eau (H ₂ O), donnant H ₂ O + 2Ag + Zn ²⁺ + 2OH ^- - -> Ag ₂ O + Zn + 2H ₂ O
- Vous pouvez annuler une molécule d'eau du côté droit, ce qui donne une équation finale équilibrée de: 2Ag + Zn ²⁺ + 2OH ^- - -> Ag ₂ O + Zn + H ₂ O
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Vérifiez que chaque côté de votre équation n'a aucune charge. Lorsque vous avez terminé l'équilibrage, vérifiez que les charges sont équilibrées de chaque côté de l'équation. Les charges (état d'oxydation de tous les éléments) de chaque côté de l'équation doivent être égales à zéro.
- Pour le côté gauche de notre équation: Ag a un OS de 0. L' ^ion Zn ^{2+ a un OS de +2. Dans l' ion OH ^- l'OS est de -1, mais comme il y en a 2, la charge totale est de -2. Les +2 du Zn et -2 de l' ion OH ^- s'annulent à zéro.}
- Pour le côté droit: Dans Ag ₂ O, l'Ag a un OS de +1, tandis que O est de -2. En multipliant par le nombre d'atomes Ag = +1 x 2 = +2, le -2 de O s'annule. Le Zn a un OS de 0. La molécule d'eau a également un OS de 0.
- Parce que toutes les charges sont égales à zéro, notre équation a été correctement équilibrée.

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Comment équilibrer les réactions redox?

Pas

Partie 1 sur 3: identifier une réaction d'oxydoréduction

Partie 2 sur 3: équilibrer une réaction redox dans une solution neutre ou acide

Partie 3 sur 3: équilibrer une réaction redox dans une solution basique

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