Comment équilibrer des réactions d'oxydoréduction (leçon) | Khan Academy (2024)

Table of Contents

Introduction La méthode d'équilibrage de réactions redox par les demi-réactions Équilibrer des réactions redox en milieu acide ou basique Exemple 1: Équilibrer une réaction d'oxydoréduction en milieu acide Étape 1: Séparer l'équation en demi-réactions Étape 2: Équilibrer chaque demi-réaction en masse et en charge Étape 3: Même nombre d'électrons émis et captés Étape 4: Additionner les demi-réactions Exemple 2: Équilibrer une réaction d'oxydoréduction en milieu basique Étape 1: Séparer l'équation en demi-réactions Étape 2: Équilibrer chaque demi-réaction en masse et en charge Étape 3: Même nombre d'électrons émis et captés Étape 4: Additionner les demi-réactions À retenir FAQs References

Introduction

Les réactions d'oxydoréduction ou redox sont des réactions qui impliquent un transfert d'électrons entre deux espèces chimiques (voir cet article sur les réactions redox pour se rafraîchir la mémoire). Il faut équilibrer ces réactions du point de vue de la masse et de la charge, ce qui peut s'avérer compliqué si on veut tout faire en même temps. Dans cet article, nous voyons comment appliquer la méthode d'équilibrage par les demi-réactions. Cette procédure simplifie grandement le problème d'équilibrage de réactions redox en solution aqueuse.

La méthode d'équilibrage de réactions redox par les demi-réactions

La première chose à faire pour utiliser cette méthode est de séparer l'équation en deux demi-réactions, l'une représentant l'oxydation, et l'autre la réduction. Ensuite, on équilibre séparément chacune des demi-réactions, en masse et en charge. Si nécessaire, on multiplie une (ou les deux) demi-équations par un coefficient, afin que le nombre d'électrons présents soit le même dans chacune d'elles. Il ne reste plus qu'à tout remettre ensemble, en additionnant les deux demi-réactions membre à membre. On obtient alors l'équation globale de la réaction, équilibrée.

Voyons ce que cela donne pour une réaction d'oxydoréduction toute simple. Par exemple, soit la réaction entre l'ion $Co^{3 +}$ ‍ et le nickel métallique:

$Co^{3 +} (a q) + Ni (s) \to Co^{2 +} (a q) + Ni^{2 +} (a q)$ ‍

Cette équation est-elle équilibrée? Cela semble être le cas au niveau de la masse, puisqu'on a un atome de $Co$ ‍ et un de $Ni$ ‍ dans les réactifs et dans les produits. Cependant, elle n'est pas équilibrée au niveau des charges: la charge totale dans les réactifs est de $3 +$ ‍, alors qu'elle est de $4 +$ ‍ dans les produits. Utilisons la méthode des demi-réactions pour équilibrer l'équation au niveau des charges.

Premièrement, séparons l'équation en deux: une demi-réaction d'oxydation, et une de réduction:

Demi-réaction d'oxydation: Dans cette demi-réaction, on indique les réactifs qui subissent l'oxydation, et les produits correspondants. Puisque c'est le $Ni$ ‍ métallique qui est oxydé en $Ni^{2 +}$ ‍ dans notre réaction, on écrit simplement:

$Oxydation : Ni (s) \to Ni^{2 +} (a q)$ ‍

Attention, ce n'est pas fini! Tout comme l'équation globale, notre demi-réaction doit être équilibrée en masse et en charge. Actuellement, ce n'est pas le cas pour la charge. Il faut ajouter deux électrons du côté droit de l'équation, afin d'obtenir une charge de $0$ ‍ de chaque côté:

$Oxydation : Ni (s) \to Ni^{2 +} (a q) + 2 e^{-}$ ‍

Cette demi-réaction, équilibrée, nous montre que chaque atome de nickel oxydé libère deux électrons. Mais que deviennent ces électrons? Pour le savoir, voyons la demi-réaction de réduction.

Demi-réaction de réduction: Cette demi-équation doit montrer les réactifs qui subissent la réduction, et les produits correspondants. Dans notre cas, il s'agit du $Co^{3 +}$ ‍ qui est réduit en $Co^{2 +}$ ‍. L'équilibrage des charges dans cette demi-équation impose qu'on ajoute un électron du côté gauche:

$Réduction : Co^{3 +} (a q) + e^{-} \to Co^{2 +} (a q)$ ‍

Cette demi-réaction de réduction nous indique qu'un électron est capté par chaque ion de $Co^{3 +}$ ‍ réduit. Il faut bien comprendre que cet électron provient de l'oxydation, décrite dans l'autre demi-réaction.

L'étape suivante consiste à additionner les équations des deux demi-réactions, pour obtenir l'équation globale. Mais d'abord, il faut vérifier que les électrons émis par l'oxydation seront bien tous captés par la réduction (il ne peut pas rester d'électrons en excès qui se baladeraient dans notre solution!). Pour l'instant, l'oxydation implique l'émission de deux électrons, alors que la réduction n'implique que un électron. Chaque oxydation doit donc donner lieu à deux réductions, et nous multiplions donc l'ensemble de l'équation de réduction par $2$ ‍:

$\begin{aligned} 2 [Co^{3 +} (a q) + e^{-} \to Co^{2 +} (a q)] \\ 2 Co^{3 +} (a q) + 2 e^{-} \to 2 Co^{2 +} (a q) \end{aligned}$ ‍

Et maintenant, en additionnant les deux demi-réactions, on voit que les électrons peuvent disparaître: on en a le même nombre dans les réactifs et dans les produits:

$\begin{aligned} Ni (s) \to Ni^{2 +} (a q) + 2 e^{-} \\ 2 Co^{3 +} (a q) + 2 e^{-} \to 2 Co^{2 +} (a q) \\ \overset{―}{} \\ Ni (s) + 2 Co^{3 +} (a q) \to Ni^{2 +} (a q) + 2 Co^{2 +} (a q) \end{aligned}$ ‍

L'équation globale a le même nombre d'atomes de chaque type, de chaque côté $(1$ ‍ $Ni$ ‍ et $2$ ‍ $Co)$ ‍, et a aussi le même nombre de charges, de chaque côté $(6 +)$ ‍. Et voilà, notre équation est équilibrée en masse et en charge!

Équilibrer des réactions redox en milieu acide ou basique

On vient de voir comment équilibrer des réactions d'oxydoréduction simples par la méthode des demi-réactions. Bien sûr, la plupart des réactions redox en solution aqueuse sont plus compliquées que cela. Il faut alors passer par l'ajout de molécules d' $H_{2} O$ ‍, et d'ions $H^{+}$ ‍ (pour les réactions survenant en milieu acide) ou d'ions $OH^{-}$ ‍ (pour les réactions en milieu basique) pour équilibrer correctement les équations. Dans le premier exemple, on montre comment faire pour équilibrer une réaction en milieu acide, et dans le deuxième, on montre la procédure à suivre en milieu basique.

Exemple 1: Équilibrer une réaction d'oxydoréduction en milieu acide

Équilibrer l'équation de la réaction entre le cuivre métallique et l'ion nitrate, en milieu acide.

$Cu (s) + NO_{3}^{-} (a q) \to Cu^{2 +} (a q) + NO_{2} (g)$ ‍

Pour équilibrer cette équation, appliquons la méthode des demi-réactions que nous venons de découvrir. Puisque la réaction se produit en milieu acide, on pourra utiliser des ions $H^{+}$ ‍ et des molécules d' $H_{2} O$ ‍ pour équilibrer les atomes et les charges.

Étape 1: Séparer l'équation en demi-réactions

Commençons par séparer cette équation, non-équilibrée, en deux parties:

$\begin{aligned} Oxydation : Cu (s) \to Cu^{2 +} (a q) \\ Réduction : NO_{3}^{-} (a q) \to NO_{2} (g) \end{aligned}$ ‍

Aucune de ces demi-réactions n'est équilibrée! Voyons cela dans l'étape suivante.

Étape 2: Équilibrer chaque demi-réaction en masse et en charge

La demi-réaction d'oxydation est déjà équilibrée en masse. Il faut juste s'occuper des charges. En ajoutant deux électrons du côté droit de l'équation, on obtient une charge de $0$ ‍ dans les deux membres:

$Oxydation : Cu (s) \to Cu^{2 +} (a q) + 2 e^{-}$ ‍

Voyons maintenant la demi-réaction de réduction. Celle-ci n'est équilibrée ni en charge, ni en masse. On commence toujours par la masse: il y a autant d'atomes de $N$ ‍ dans les réactifs que dans les produits (un de chaque côté). Mais les atomes de $O$ ‍ ne sont pas équilibrés. On va donc utiliser une molécule de $H_{2} O$ ‍ pour obtenir le même nombre d'atomes de $O$ ‍ dans les deux membres:

$NO_{3}^{-} (a q) \to NO_{2} (g) + H_{2} O (l)$ ‍

Mais maintenant, il y a deux atomes de $H$ ‍ du côté droit de l'équation. Heureusement, comme la réaction a lieu en milieu acide, des ions $H^{+}$ ‍ sont présents, et on peut en ajouter deux dans les réactifs:

$NO_{3}^{-} (a q) + 2 H^{+} (a q) \to NO_{2} (g) + H_{2} O (l)$ ‍

Équilibrons maintenant cette équation au niveau des charges. Il faut ajouter un électron du côté gauche, pour obtenir une charge totale de $0$ ‍ dans chacun des membres de l'équation:

$Réduction : NO_{3}^{-} (a q) + 2 H^{+} (a q) + e^{-} \to NO_{2} (g) + H_{2} O (l)$ ‍

Étape 3: Même nombre d'électrons émis et captés

Comme deux électrons sont émis par l'oxydation, alors qu'un seul électron est capté par la réduction, chaque oxydation entraînera deux réductions, et on multiplie cette demi-réaction par $2$ ‍

$\begin{aligned} 2 [NO_{3}^{-} (a q) + 2 H^{+} (a q) + e^{-} \to NO_{2} (g) + H_{2} O (l)] \\ 2 NO_{3}^{-} (a q) + 4 H^{+} (a q) + 2 e^{-} \to 2 NO_{2} (g) + 2 H_{2} O (l) \end{aligned}$ ‍

Étape 4: Additionner les demi-réactions

On additionne membre à membre les équations, et on peut éliminer les électrons (puisqu'on en a $2$ ‍ dans chaque membre):

$\begin{aligned} Cu (s) \to Cu^{2 +} (a q) + 2 e^{-} \\ 2 NO_{3}^{-} (a q) + 4 H^{+} (a q) + 2 e^{-} \to 2 NO_{2} (g) + 2 H_{2} O (l) \\ \overset{―}{} \\ Cu (s) + 2 NO_{3}^{-} (a q) + 4 H^{+} (a q) \to Cu^{2 +} (a q) + 2 NO_{2} (g) + 2 H_{2} O (l) \end{aligned}$ ‍

Et voilà! Vérifions quand même notre travail: il y a le même nombre de chaque type d'atomes dans les réactifs et dans les produits $(1$ ‍ $Cu$ ‍, $2$ ‍ $N$ ‍, $6$ ‍ $O$ ‍, et $4$ ‍ $H)$ ‍, et la charge totale est la même dans les deux membres $(2 +)$ ‍. Notre équation est bien équilibrée!

Exemple 2: Équilibrer une réaction d'oxydoréduction en milieu basique

Équilibrer l'équation de la réaction entre les ions permanganate et les ions iodure, en milieu basique

$MnO_{4}^{-} (a q) + I^{-} (a q) \to MnO_{2} (s) + I_{2} (a q)$ ‍

Encore une fois, utilisons la méthode des demi-réactions pour équilibrer cette équation. Cependant, ici, puisque la réaction a lieu en milieu basique, on ne pourra utiliser que des ions $OH^{-}$ ‍ et des molécules d' $H_{2} O$ ‍ pour parvenir à nos fins.

Étape 1: Séparer l'équation en demi-réactions

Dans cette réaction, l'ion iodure est oxydé et l'ion permanganate est réduit:

$\begin{aligned} Oxydation : I^{-} (a q) \to I_{2} (a q) \\ R é duction : MnO_{4}^{-} (a q) \to MnO_{2} (s) \end{aligned}$ ‍

Étape 2: Équilibrer chaque demi-réaction en masse et en charge

Commençons par la demi-réaction d'oxydation, qui n'est équilibrée ni en masse ni en charge. Premièrement, on prendra $2$ ‍ ions $I^{-}$ ‍ pour équilibrer les masses:

$2 I^{-} (a q) \to I_{2} (a q)$ ‍

Ensuite, on ajoute deux électrons dans les produits pour équilibrer les charges:

$Oxydation : 2 I^{-} (a q) \to I_{2} (a q) + 2 e^{-}$ ‍

Passons maintenant à la demi-réaction de réduction, qui doit elle aussi être équilibrée en masse et en charge. Commençons par la masse: les atomes de $Mn$ ‍ sont déjà équilibrés, il y en a un de chaque côté. Voyons comment équilibrer les atomes de $O$ ‍. On pourrait le faire en ajoutant des ions $OH^{-}$ ‍ et des molécules d' $H_{2} O$ ‍ d'un côté ou de l'autre, mais comme ni l'un ni l'autre ne sont monoatomiques, cela nous amènerait à tâtonner, procéder par essais-erreurs. Une méthode plus sûre consiste à, dans un premier temps, faire comme si la réaction se déroulait en milieu acide:

$MnO_{4}^{-} (a q) + 4 H^{+} (a q) \to MnO_{2} (s) + 2 H_{2} O (l)$ ‍

Mais comme cette réaction se déroule en milieu basique, on ajoute des ions $OH^{-}$ ‍ (le même nombre de chaque côté), afin de neutraliser ces ions $H^{+}$ ‍:

$\begin{aligned} MnO_{4}^{-} (a q) + \underset{⏟}{4 H^{+} (a q) + 4 OH^{-} (a q)} \to MnO_{2} (s) + 2 H_{2} O (l) + 4 OH^{-} (a q) \\ 4 H_{2} O (l) \\ MnO_{4}^{-} (a q) + 2 H_{2} O (l) \to MnO_{2} (s) + 4 OH^{-} (a q) \end{aligned}$ ‍

Qu'avons-nous fait? Dans les réactifs, on a pu combiner quatre ions $H^{+}$ ‍ avec quatre ions $OH^{-}$ ‍ pour former quatre molécules d' $H_{2} O$ ‍. Ensuite, on a éliminé deux de ces molécules d' $H_{2} O$ ‍, puisqu'elles apparaissent dans les réactifs et dans les produits.

Et enfin, il reste à équilibrer la demi-réaction au niveau des charges. Pour cela, on ajoute trois électrons dans les réactifs, pour obtenir une charge totale de $4 -$ ‍ de chaque côté:

$Réduction : MnO_{4}^{-} (a q) + 2 H_{2} O (l) + 3 e^{-} \to MnO_{2} (s) + 4 OH^{-} (a q)$ ‍

Étape 3: Même nombre d'électrons émis et captés

Pour faire en sorte que tous les électrons émis par l'oxydation soient captés par la réduction, il faut encore multiplier la demi-réaction d'oxydation par $3$ ‍, et celle de réduction par $2$ ‍. Ainsi, chacune implique six électrons, qui pourront être éliminés dans l'équation globale:

$\begin{aligned} 3 [2 I^{-} (a q) \to I_{2} (a q) + 2 e^{-}] \\ 6 I^{-} (a q) \to 3 I_{2} (a q) + 6 e^{-} \\ 2 [MnO_{4}^{-} (a q) + 2 H_{2} O (l) + 3 e^{-} \to MnO_{2} (s) + 4 OH^{-} (a q)] \\ 2 MnO_{4}^{-} (a q) + 4 H_{2} O (l) + 6 e^{-} \to 2 MnO_{2} (s) + 8 OH^{-} (a q) \end{aligned}$ ‍

Étape 4: Additionner les demi-réactions

Pour terminer, additionnons les deux demi-équations membre à membre, en vérifiant que les électrons s'éliminent (même nombre d'électrons dans les réactifs et dans les produits)

$\begin{aligned} 2 MnO_{4}^{-} (a q) + 4 H_{2} O (l) + 6 e^{-} \to 2 MnO_{2} (s) + 8 OH^{-} (a q) \\ 6 I^{-} (a q) \to 3 I_{2} (a q) + 6 e^{-} \\ \overset{―}{} \\ 2 MnO_{4}^{-} (a q) + 6 I^{-} (a q) + 4 H_{2} O (l) \to 2 MnO_{2} (s) + 3 I_{2} (a q) + 8 OH^{-} (a q) \end{aligned}$ ‍

Vérifions: il y a $2$ ‍ atomes de $Mn$ ‍, $12$ ‍ atomes de $O$ ‍, $8$ ‍ atomes de $H$ ‍, et $6$ ‍ atomes de $I$ ‍ de chaque côté, et une charge totale de $8 -$ ‍ de chaque côté. Notre équation est bien équilibrée!

À retenir

La méthode des demi-réactions est efficace pour équilibrer des équations de réactions redox en solution aqueuse. Pour appliquer cette méthode, on sépare la réaction d'oxydoréduction en deux demi-réactions, l'une décrivant l'oxydation, et l'autre la réduction. On équilibre ensuite chaque demi-équation en masse et en charge, puis on les combine avec les coefficients adéquats, pour que le nombre d'électrons impliqués soit le même. Pour équilibrer des réactions d'oxydoréduction plus complexes, il faut parfois ajouter des ions $H^{+}$ ‍ et des molécules d' $H_{2} O$ ‍ (si la réaction a lieu en milieu acide), ou des ions $OH^{-}$ ‍et des molécules d' $H_{2} O$ ‍ (si la réaction a lieu en milieu basique).

Brown, L. T., LeMay, Jr., H. E., Bursten, B. E., Murphy, C. J., Woodward, P. M., and Stoltzfus, M. W. (2015). Balancing Redox Equations. In Chemistry: The Central Science (13th ed., pp. 860–865). Upper Saddle River, NJ: Pearson.

Kotz, J. C., Treichel, P. M., Townsend, J. R., and Treichel, D. A. (2015). Oxidation-Reduction Reactions. In Chemistry and Chemical Reactivity, Instructor's Edition (9th ed., pp. 896-903). Stamford, CT: Cengage Learning.

Comment équilibrer des réactions d'oxydoréduction (leçon) | Khan Academy (2024)

FAQs

How to balance chemical equations in redox reactions? ›

A redox equation can be balanced using the following stepwise procedure: (1) Divide the equation into two half-reactions. (2) Balance each half-reaction for mass and charge. (3) Equalize the number of electrons transferred in each half-reaction. (4) Add the half-reactions together.

No/ Cell	Element"s chemical change	Electronegativity value
2	Chlorine to chloride ions	+1.36
3	Iodine to iodide ions	+0.54
4	Zinc ions to zinc atoms	-0.76
5	sodium io to sodium atom	-2.71

How to balance a chemical equation using oxidation number method? ›

In the oxidation number method, you determine the oxidation numbers of all atoms. Then you multiply the atoms that have changed by small whole numbers. You are making the total loss of electrons equal to the total gain of electrons. Then you balance the rest of the atoms.

Learn More ›