Equilibrage d'une equation chimique par la methode des demi-reactions en milieu acide

Equilibrage d'une equation chimique par la methode des demi-reactions en milieu acide

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

L'équilibrage d'une équation chimique par la méthode des demi-réactions en milieu acide (oxydo-réduction ou rédox) requiert premièrement de connaître les deux couples des composés qui vont réagir soit en calculant le degré d'oxydation, soit avec la règle du gamma (il faut pour cela connaître les potentiels). On peut ainsi prévoir que l'oxydant du premier couple va réagir avec le réducteur du second couple, ou inversement le réducteur du premier couple va réagir avec l'oxydant du second couple.

Pour un couple de composés, le premier désigné est toujours l'oxydant et le second le réducteur. Ainsi, dans Fe3+/Fe2+, Fe3+ est l'oxydant et Fe2+ le réducteur.

Pour équilibrer chaque demi-équation, il faut suivre les règles suivantes dans l'ordre :

  1. Équilibrer l'espèce chimique commune chez l'oxydant et le réducteur ;
  2. Équilibrer l'élément hydrogène avec des ions H+ ;
  3. Équilibrer l'élément oxygène avec des molécules H2O ;
  4. Équilibrer en charge en rajoutant des électrons (e-).

Exemple

Soit les couples Fe3+ / Fe2+ et MnO4- / Mn2+.

Étape 1

Chaque demi-équation doit être multipliée par le nombre d'électrons de l'autre demi-équation. L'oxydant du couple 1 réagira avec le réducteur du couple 2 (d'après la règle du gamma).

5×  ( Fe2+ → Fe3+ + e- )
1×  ( MnO4- + 5e → Mn2+ )

Bilan :

5Fe2+ + MnO4-→ 5Fe3+ + Mn2+
Étape 2

Équilibrer les charges avec les H+

5Fe2+ + MnO4-+ 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+
Étape 3

Équilibrer les O et les H+ avec des H2O

5Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
Étape 4

(aucun électron à ajouter pour cette réaction)

Équation finale
5Fe2+ + MnO4- + 8H+ → 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

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