Comment équilibrer les réactions redox

Garder les atomes et les charges en équilibre

Il s'agit d'un diagramme qui décrit les demi-réactions d'une réaction redox ou d'une réaction d'oxydo-réduction. Cameron Garnham, licence Creative Commons

Équilibrer Réactions redox , vous devez attribuer des indices d'oxydation aux réactifs et des produits pour déterminer combien grains de beauté de chaque espèce sont nécessaires pour conserver la masse et la charge.

La méthode de la demi-réaction

Tout d'abord, séparez l'équation en deux demi-réactions : la partie oxydation et la partie réduction. C'est ce qu'on appelle la méthode de demi-réaction d'équilibrage des réactions redox, ou la méthode ion-électron. Chaque demi-réaction est équilibrée séparément, puis les équations sont additionnées pour donner une réaction globale équilibrée. Nous voulons que la charge nette et le nombre d'ions soient égaux des deux côtés de l'équation équilibrée finale.

Pour cet exemple, considérons une réaction redox entre KMnO₄et HI dans une solution acide :

MnO₄^-+ je^-→ je_deux+Mn²⁺

Séparez les réactions

Séparez les deux demi-réactions :

je^-→ je_deux

MnO₄^-→ Mn²⁺

Équilibrez les atomes

Pour équilibrer les atomes de chaque demi-réaction, équilibrez d'abord tous les atomes sauf H et O. Pour une solution acide, ajoutez ensuite H.

Équilibrez les atomes d'iode :

2 je^-→ je_deux

Le Mn dans la réaction du permanganate est déjà équilibré, équilibrons donc l'oxygène :

MnO₄^-→ Mn²⁺+ 4H_deuxO

Ajouter H⁺pour équilibrer les molécules d'eau :

MnO₄^-+ 8H⁺→ Mn²⁺+ 4H_deuxO

Les deux demi-réactions sont maintenant équilibrées pour les atomes :

MnO₄^-+ 8H⁺→ Mn²⁺+ 4H_deuxO

Équilibrer la charge

Ensuite, équilibrez les charges dans chaque demi-réaction de sorte que la demi-réaction de réduction consomme le même nombre d'électrons que la demi-réaction d'oxydation en fournit. Ceci est accompli en ajoutant des électrons aux réactions :

2 je^-→ je_deux+2e^-

5 et^-+ 8H⁺+ MnO₄^-→ Mn²⁺+ 4H_deuxO

Ensuite, multipliez les nombres d'oxydation pour que les deux demi-réactions aient le même nombre d'électrons et puissent s'annuler :

5(2I .)^-→ je_deux+2e^-)

2(5e^-+ 8H⁺+ MnO₄^-→ Mn²⁺+ 4H_deuxO)

Ajouter les demi-réactions

Ajoutez maintenant les deux demi-réactions :

10 je^-→ 5 je_deux+ 10 et^-

16H⁺+ 2 MnO₄^-+ 10 et^-→ 2Mn²⁺+ 8H_deuxO

Cela donne l'équation suivante :

10 je^-+ 10 et^-+ 16H⁺+ 2 MnO₄^-→ 5 je_deux+ 2Mn²⁺+ 10 et^-+ 8H_deuxO

Simplifier l'équation globale en annulant les électrons et H_deuxOH⁺, et OH^-qui peuvent apparaître des deux côtés de l'équation :

10 je^-+ 16H⁺+ 2 MnO₄^-→ 5 je_deux+ 2Mn²⁺+ 8H_deuxO

Vérifie ton travail

Vérifiez vos chiffres pour vous assurer que la masse et la charge sont équilibrées. Dans cet exemple, les atomes sont maintenant équilibrés stoechiométriquement avec une charge nette de +4 de chaque côté de la réaction.

En résumé:

• Étape 1 : Casser la réaction en demi-réactions par les ions.
• Étape 2 : Équilibrez les demi-réactions de manière stoechiométrique en ajoutant de l'eau, des ions hydrogène (H⁺) et des ions hydroxyle (OH^-) aux demi-réactions.
• Étape 3 : Équilibrez les charges des demi-réactions en ajoutant des électrons aux demi-réactions.
• Étape 4 : Multipliez chaque demi-réaction par une constante pour que les deux réactions aient le même nombre d'électrons.
• Étape 5 : Additionnez les deux demi-réactions ensemble. Les électrons devraient s'annuler, laissant une réaction redox complète équilibrée.