Comment équilibrer une équation d'oxydoréduction ?
Comment équilibrer une équation d'oxydoréduction ?
* Déterminer les couples redox mis en jeu.
Notons ces couples
Ox1/Red1 et Ox2/Red2
* Ecrire les demi-équations associées à chaque couple.
(Il est bon de rappeler que les demi-équations redox n'ont aucune réalité physique mais qu'elles nous aident bien à comprendre ce qu'il se passe)
- D'abord, des exemples :
Ex.1 : couple Cu2+/Cu :
Cu2+ + 2e- = Cu
Cu2+ + 2e- = Cu (conservation de la charge électrique)
Ex.2 : couple MnO4-/Mn2+ :
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O (ATTENTION ! ici l'équation est déjà équilibrée en Mn)
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O (conservation de l'élément oxygène O)
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O (conservation de l'élément H en introduisant des H+)
MnO4- + 8H+ + 5e- = Mn2+ + 4H2O (conservation de la charge électrique avec les électrons e-)
Ce deuxième exemple montre que l'oxydoréduction peut être associée au pH...
(voir en application les diagrammes de Pourbaix E-pH)
* Etablissement de l'équation-bilan :
On supposera que Ox1 est réduit en Red1 et que Red2 est oxydé en Ox2.
Pour obtenir l'équation-bilan de la réaction d'oxydoréduction, il suffit de faire "disparaître" les électrons qui sont transférés au cours de la réaction.
Pour cela, on multiplie la première équation par n2 et la deuxième par n1.
On ajoute membre à membre les deux demi-équations (on a bien de part et d'autre n1*n2 e- qui se "simplifient")
- Cas simple (sans les H+) :
a1Ox1 + n1e- = b1Red1
b2Red2 = a2Ox2 + n2e-
L'équation-bilan s'écrit alors :
n2*a1Ox1 + n1*b2Red2 -> n2*b1Red1 + n1*a2Ox2
Les coefficients ai et bi sont ici des entiers naturels.
On notera bien que n2 multiplie tous les termes de la première équation et n1 tous les termes de la deuxième !
- Cas où les H+ interviennent :
Un peu plus lourd à écrire... et certainement pas à connaître par coeur
Un bon exemple pour terminer :
La réduction de l'ion dichromate en chrome III par le Fe II.
* Les couples mis en jeu sont :
Cr2O72-/Cr3+
et
Fe3+/Fe2+
* Ecriture des demi-équations :
Cr2O72- + 14 H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O
Cr2O72- + 14 H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O
Cr2O72- + 14 H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O
Cr2O72- + 14 H+ + 6e- = 2Cr3+ + 7H2O
(réduction du dichromate)
Fe2+ = Fe3+ + e-
(oxydation du fer II)
On multiplie par 6 la deuxième demi-équation (et par 1 la première) et on a :
Cr2O72- + 6Fe2+ + 14 H+ -> 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O
N.B. : Le principe des équilibres des demi-équations est toujours le même ; il faut connaître les différentes étapes et savoir les justifier rigoureusement (conservations des différents éléments et de la charge électrique notamment)
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