Équilibrage des équations redox : Méthode pas à pas et exemples

Introduction aux réactions d'oxydoréduction

Les réactions d'oxydoréduction, ou redox, sont des réactions chimiques où il y a transfert d'électrons entre des espèces chimiques. Une espèce chimique qui perd des électrons est oxydée, tandis qu'une espèce chimique qui gagne des électrons est réduite. Ces deux processus se produisent toujours simultanément. Pour comprendre l'équilibrage, il est crucial de bien identifier les couples redox impliqués.

Les étapes clés de l'équilibrage

L'équilibrage d'une équation redox suit une méthode précise, souvent découpée en plusieurs étapes. Voici une approche générale :

1. Identifier les couples redox : Déterminez quelles espèces sont oxydées et lesquelles sont réduites. Ecrivez les couples redox correspondants sous la forme Ox/Red.
2. Écrire les demi-équations : Pour chaque couple redox, écrivez la demi-équation correspondante en équilibrant d'abord les atomes autres que l'oxygène et l'hydrogène.
3. Équilibrer l'oxygène : Si la réaction se déroule en solution aqueuse, équilibrez l'oxygène en ajoutant des molécules d'eau (H₂O) du côté approprié.
4. Équilibrer l'hydrogène : Équilibrez ensuite l'hydrogène en ajoutant des ions hydrogène (H⁺) du côté approprié. Si la réaction se déroule en milieu basique, vous devrez neutraliser les H⁺ en ajoutant des ions hydroxyde (OH^-) des deux côtés de l'équation.
5. Équilibrer les charges : Équilibrez les charges en ajoutant des électrons (e^-) du côté de l'équation où la charge est la plus positive.
6. Égaliser le nombre d'électrons : Multipliez chaque demi-équation par un coefficient approprié de sorte que le nombre d'électrons perdus par l'oxydant soit égal au nombre d'électrons gagnés par le réducteur.
7. Additionner les demi-équations : Additionnez les deux demi-équations, en simplifiant les espèces (H₂O, H⁺, e^-) qui apparaissent des deux côtés.

Exemple 1 : Réaction entre le zinc et les ions argent

Considérons la réaction entre le zinc métallique (Zn) et les ions argent (Ag⁺) en solution aqueuse.

• Étape 1 : Couples redox Zn²⁺/Zn Ag⁺/Ag
• Étape 2 : Demi-équations Zn → Zn²⁺ Ag⁺ → Ag
• Étape 3 : Équilibrage des charges Zn → Zn²⁺ + 2e^- Ag⁺ + 1e^- → Ag
• Étape 4 : Égalisation des électrons Zn → Zn²⁺ + 2e^- 2(Ag⁺ + 1e^- → Ag)
• Étape 5 : Addition des demi-équations Zn + 2Ag⁺ → Zn²⁺ + 2Ag

Exemple 2 : Réaction du permanganate de potassium avec les ions ferreux en milieu acide

Considérons la réaction du permanganate de potassium (KMnO₄) avec les ions ferreux (Fe²⁺) en milieu acide (H⁺).

• Étape 1 : Couples redox MnO₄^-/Mn²⁺ Fe³⁺/Fe²⁺
• Étape 2 : Demi-équations MnO₄^- → Mn²⁺ Fe²⁺ → Fe³⁺
• Étape 3 : Équilibrage des atomes (O et H) MnO₄^- + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O Fe²⁺ → Fe³⁺
• Étape 4 : Équilibrage des charges MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- → Mn²⁺ + 4H₂O Fe²⁺ → Fe³⁺ + 1e^-
• Étape 5 : Égalisation des électrons MnO₄^- + 8H⁺ + 5e^- → Mn²⁺ + 4H₂O 5(Fe²⁺ → Fe³⁺ + 1e^-)
• Étape 6 : Addition des demi-équations MnO₄^- + 8H⁺ + 5Fe²⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O + 5Fe³⁺

Réaction en milieu basique

Si la réaction se déroule en milieu basique, après avoir équilibré avec H⁺, il faut neutraliser les H⁺ en ajoutant autant d'ions OH^- que de H⁺ des deux côtés de l'équation. Les H⁺ et OH^- se combinent pour former H₂O. Ensuite, simplifiez l'équation en éliminant les molécules d'eau qui apparaissent des deux côtés.

Ce qu'il faut retenir

• Oxydation : Perte d'électrons.
• Réduction : Gain d'électrons.
• Agent oxydant : Espèce chimique qui provoque l'oxydation d'une autre espèce et qui est elle-même réduite.
• Agent réducteur : Espèce chimique qui provoque la réduction d'une autre espèce et qui est elle-même oxydée.
• Méthode d'équilibrage :
  1. Identifier les couples redox.
  2. Écrire les demi-équations.
  3. Équilibrer les atomes.
  4. Équilibrer les charges.
  5. Égaliser le nombre d'électrons.
  6. Additionner les demi-équations.