Équation de réaction

Une équation chimique est un écrit symbolique qui modélise la transformation de molécules et d'atomes lors d'une réaction chimique. Elle peut se présenter sous plusieurs formes :

• réactifs → produits (réaction chimique irréversible ; forme la plus courante dans les livres de chimie); la transformation n'est possible que dans un seul sens.
• réactifs → produits + énergie (réaction chimique irréversible)
• réactifs ⇌ produits + énergie (réaction réversible); la transformation directe est limitée par la transformation inverse, simultanée.

Par exemple, la combustion du méthane dans l'oxygène est décrite par :

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O,

alors que la réaction réversible du procédé Haber se décrit par:

N₂ + 3 H₂ ⇌ 2 NH₃ + 92,4 kJ

Les équations chimiques sont appelées parfois équations de réaction ou équations bilan.

Sommaire 1 Notion de demi-équation 2 Description 3 Équilibrage 3.1 Réaction chimique simple 3.2 Réaction chimique complexe 3.3 Réaction d'oxydo-réduction 4 Anecdote 5 Voir aussi 5.1 Articles connexes 5.2 Liens externes

Notion de demi-équation

Certaines transformations chimiques peuvent s'interpréter par un transfert d'électrons entre les réactifs.
Le transfert s'effectue d'une espèce chimique réductrice (notée généralement Red) sur une espèce chimique oxydante (notée Ox).
L'espèce qui cède des électrons (Red) est oxydée; l'espèce qui capte ces électrons (Ox) est réduite.
Ces transformations sont des réactions d'oxydo-réduction.

Exemple

• réaction 1 : Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

interprétation

Zn → Zn²⁺ + 2e^- ; Zn (le réducteur) cède des électrons, il est oxydé

Cu²⁺ + 2e^- → Cu ; Cu²⁺ (l'oxydant) capte les électrons cédés par Zn, il est réduit

• réaction 2 : Cu + 2Ag⁺ → Cu²⁺ + 2Ag ; la transformation de l'élément cuivre s'effectue ici dans le sens inverse de celui vu précédemment : Cu → Cu²⁺ + 2e^-

Conclusion : selon la réaction, la transfomation peut s'effectuer du métal à l'ion ou de l'ion au métal.

1. Couple oxydant-réducteur Cu²⁺ / Cu

L'ion et le métal, issus du même élément cuivre, constituent un couple oxydant-réducteur (anciennement « couple redox »), noté Cu²⁺ / Cu.

2. Demi-équation électronique

On symbolise le couple Cu²⁺ / Cu par la demi-équation électronique : Cu²⁺ + 2 e^- = Cu

La réaction 1 fait intervenir les couples Cu²⁺ / Cu et Zn²⁺ / Zn , dont on a écrit les demi-équations électroniques.
La réaction 2 fait intervenir les couples Cu²⁺ / Cu et Ag⁺ / Ag

3. Généralisation

• Un couple Ox / Red est symbolisé par la demi-équation électronique : Ox + ne^- = Red (le sens est déterminé par chaque cas particulier).
• Un réaction d'oxydo-réduction fait intervenir deux couples Ox / Red; l'équation de la réaction est la combinaison des deux demi-équations correspondantes.

Cette introduction peut en outre aider à la compréhension de la partie « Réaction d'oxydo-réduction » plus bas.

Description

Chaque molécule est représentée par sa formule chimique : brute, semi-développée ou développée plane (voir aussi l'article sur la représentation des molécules). Les atomes d'une molécule sont écrits groupés, le nombre d'atomes au sein de la molécule est indiqué après le symbole chimique, en indice, par exemple : la molécule d'eau H₂O est composée de deux atomes d'hydrogène et d'un atome d'oxygène. Pour un cristal monoatomique, on note simplement l'atome, par exemple Fe pour un cristal de fer. Si un cristal est composé de plusieurs espèces chimiques, on indique une maille (ou une sous-maille) comme une molécule, par exemple Al₂O₃ pour un cristal d'alumine.

La réaction chimique est représentée par une flèche allant vers la droite. Les réactifs sont indiqués à gauche de la flèche, les produits de réaction à droite. S'il faut plusieurs molécules de même nature pour la réaction, on indique ce nombre (entier) avant la molécule ; ce nombre est appelé « coefficient stœchiométrique ». Par exemple, l'équation chimique de la combustion complète du méthane dans le dioxygène est

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

Le bilan du nombre d'atomes à gauche et à droite doit être équilibré (ci-dessus : de chaque côté de la flèche, on a un atome C, quatre atomes H et quatre atomes O).

Les coefficients stœchiométriques sont donc des entiers. Cependant, pour simplifier l'écriture dans certains cas, on divise tous les coefficients par un même entier, on a donc des coefficients fractionnaires, mais il s'agit d'un artifice de notation.

Si la réaction peut se faire dans les deux sens (équilibre), on note deux flèches superposées, une allant vers la droite, l'autre vers la gauche : « ⇆ » ou « ⇋ ». Lorsque ce caractère n'est pas disponible, on utilise un signe égal « = » ou parfois une double flèche « ↔ » (bien que cette notation ne soit pas très répandue). Par exemple, la dissociation de l'eau peut être notée par

2H₂O ⇆ H₃O⁺ + OH^-

ou

2H₂O = H₃O⁺ + OH^-

ou

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-

Les signes « + » et « - » en exposant indiquent la charge portée par les ions.

Dans le cas de réactions en phase solide, on utilise la notation de Kröger et Vink.

Équilibrage

L'équilibrage d'une équation chimique permet aux étudiants de mieux comprendre la notion de conservation des espèces lors d'une réaction chimique. Dans la pratique, une équation équilibrée permet de prédire les quantité de réactifs optimales, et les quantités de produits de réaction générés, ainsi que l'énergie nécessaire à amorcer la réaction, ainsi que l'énergie dégagée.

Il existe différentes méthodes pour équilibrer les atomes en jeu dans une réaction chimique :

1. par tâtonnements
2. par ajustements successifs
3. algébriquement

La première méthode est efficace lorsqu'il y a peu d'atomes et peu de molécules en jeu, le mot « peu » variant d'un individu à l'autre. La deuxième est le plus souvent utilisée par des personnes possédant une facilité certaine à manipuler de tête les expressions numériques. La troisième mène invariablement à une solution, mais est plus difficile à mettre en oeuvre.

Réaction chimique simple

Objectif : Équilibrer par ajustements successifs l'équation de la création de l'eau.

1. Ébauche de l'équation

Les réactifs sont H₂ et O₂, alors que le produit est H₂O.

On cherche à équilibrer l’équation :

H₂ + O₂ → H₂O

2. Hypothèse de départ

On suppose que chaque coefficient est 1:

1 H₂ + 1 O₂ → 1 H₂O

3. Équilibrage de gauche à droite

À gauche de l'équation, compter les atomes de chaque élément chimique. Y a-t-il le même nombre de cet atome à droite ?

Il y a deux H à gauche, tout comme à droite. Les coefficients sont conservés.

Il y a deux O à gauche, mais un seul à droite. Changeons le coefficient à droite par 2. Nous sommes rendus à

1 H₂ + 1 O₂ → 1 2 H₂O

4. Équilibrage de droite à gauche

Un coefficient à droite ayant changé, compter les atomes de l'autre élément chimique dans la molécule. Y a-t-il le même nombre de cet atome à gauche ?

Il y a maintenant 4 H à droite (le coefficient 2 multiple tant H₂ que O). Il faut donc changer le coefficient à gauche par 2. Nous avons

1 2 H₂ + 1 O₂ → 1 2 H₂O

5. Équation équilibrée ?

Vérifier que le compte de chaque atome à gauche est le même qu'à droite.

Après calculs des atomes, l'équation est équilibrée.

Si elle n'était pas équilibrée, retourner à l'étape 3 en conservant les coefficients calculés jusqu'à maintenant.

Réaction chimique complexe

Objectif : équilibrer l'équation chimique K₄Fe(CN)₆ + H₂SO₄ + H₂O → K₂SO₄ + FeSO₄ + (NH₄)₂SO₄ + CO.

Il est possible d'appliquer la méthode des ajustements successifs à cette équation, mais le risque d'erreur est élevé. On lui préférera la méthode algébrique.

1. Affecter une variable à chaque coefficient

a K₄Fe(CN)₆ + b H₂SO₄ + c H₂O → d K₂SO₄ + e FeSO₄ + f (NH₄)₂SO₄ + g CO

2. Imposer l'équilibre à chaque atome

Le même nombre d'atomes doit apparaître de chaque côté de l'équation:

K: 4a = 2d

Fe: 1a = 1e

C: 6a = g

N: 6a = 2f

H: 2b+2c = 8f

S: b = d+e+f

O: 4b+c = 4d+4e+4f+g

3. Résoudre le système d'équation

(La susbstitution directe est souvent efficace.)

d=2a

e=a

g=6a

f=3a

b=6a

c=6a

Puisque tous les coefficients dépendent de a, choisir a=1 (le plus petit nombre entier positif), d'où

a=1, b=6, c=6, d=2, e=1, f=3 et g=6

4. Inscrire les coefficients calculés

K₄Fe(CN)₆ + 6 H₂SO₄ + 6 H₂O → 2 K₂SO₄ + FeSO₄ + 3 (NH₄)₂SO₄ + 6 CO

Réaction d'oxydo-réduction

Objectif : écrire la demi-équation pour le couple redox IO₃^-/I^- en milieu basique.

1. Ébauche de l'équation

Il s’agit de la relation la plus simple entre réducteur et oxydant. Dans un premier temps, on n'écrit pas de coefficient stœchiométriques.

On cherche alors à équilibrer l’équation :

I^- → IO₃^-

2. Équilibre des atomes de l’élément commun entre oxydant et réducteur

Dans notre cas, il s’agit de l’iode.

L’iode est déjà équilibré dans la réaction. On ne touche donc à rien.

3. Équilibre de l’oxygène

Puisque l'on est en solution aqueuse, l'eau est le fournisseur le plus probable d'atomes d'oxygène, on ajoute des molécules H₂O pour établir l’équilibre :

I^- + 3 H₂O→ IO₃^-

Note : Si l’on n’est pas dans une solution aqueuse mais dans l'air, on ajoute O₂ (le dioxygène est alors le fournisseur le plus probable d'atomes d'oxygène) ; notons qu'il existe aussi du dioxygène dissout dans l'eau, ainsi que de la vapeur d'eau dans l'air, mais nous négligeons ces phénomènes pour l'exercice.

4. Équilibre de l’hydrogène

Dans l'eau, les atomes d'hydrogène se retrouvent probablement sous la forme d'ion oxonium ; on ajoute donc des ions H⁺

I^- + 3 H₂O → 6 H⁺ + IO₃^-

5. Équilibre des charges électriques

On ajoute des électrons afin d'avoir la neutralité électrique

I^- + 3 H₂O → 6 H⁺ + IO₃^- + 6 e^-

Note : les électrons doivent apparaître du côté de l’oxydant. Si ce n’était pas le cas, il doit forcément se trouver une erreur en amont.

6. Milieu basique

On ajoute OH^- de part et d’autre de l’équation afin de neutraliser les ions H⁺ :

I^- + 3 H₂O + 6 OH^- → 6 H⁺ + IO₃^- + 6 e^- + 6 OH^-

Puisque :

OH^- + H⁺ → H₂O

On trouve :

I^- + 3 H₂O+ 6 OH^- → 6 H₂O + IO₃^- + 6e^-

Puis après simplification:

I^- + 6 OH^- → 3 H₂O + IO₃^- + 6 e^-

7. Validation de l'équation

Vérifier que les molécules et les atomes du départ sont présents.

Vérifier que le compte des atomes à gauche est égal au compte des atomes à droite.

Anecdote

La découverte de la notion de stœchiométrie, c'est-à-dire le fait que les produits chimiques réagissent en proportions entières, par John Dalton en 1804, fut l'un des arguments décisifs en faveur de la théorie atomique de la matière.

Voir aussi

Articles connexes

• Réaction chimique
• Équilibrage d'une équation chimique par la méthode algébrique
• Équilibrage d'une équation chimique par la méthode des tâtonnements
• Équilibrage d'une équation chimique par la méthode des demi-réactions en milieu acide

Liens externes

• Calculatrices stochiométriques :
  • (en) [1], (en) [2], (en) [3] et (en) [4]

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