Les réactions d'oxydoréduction, ou «redox», représentent l'une des principales classifications de réactions en chimie. Les réactions impliquent nécessairement le transfert d'électrons d'une espèce à l'autre. Les chimistes se réfèrent à la perte d'électrons comme oxydation et au gain d'électrons comme réduction. L'équilibrage d'une équation chimique se réfère au processus d'ajustement des nombres de chaque réactif et produit de sorte que les composés sur les côtés gauche et droit de la flèche de réaction - les réactifs et les produits, respectivement - contiennent le même nombre de chaque type d'atome . Ce processus représente une conséquence de la première loi de la thermodynamique, qui stipule que la matière ne peut être ni créée ni détruite. Les réactions redox vont encore plus loin en équilibrant le nombre d'électrons de chaque côté de la flèche car, comme les atomes, les électrons possèdent une masse et sont donc gouvernés par la première loi de la thermodynamique.
Écrivez le produit chimique déséquilibré équation sur une feuille de papier et identifier les espèces étant oxydés et réduit en examinant les charges sur les atomes. Par exemple, considérons la réaction déséquilibrée de l'ion permanganate, MnO4 (-), où (-) représente une charge sur l'ion du négatif, et l'ion oxalate, C2O4 (2-) en présence d'un acide, H (+) : MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. L'oxygène suppose presque toujours une charge de deux composés négatifs. Ainsi, MnO4 (-), si chaque oxygène maintient une charge négative de deux et la charge globale est négative, alors le manganèse doit présenter une charge positive de sept. Le carbone dans C2O4 (2-) présente de même une charge de trois positifs. Du côté des produits, le manganèse possède une charge de deux positifs et le carbone est positif quatre. Ainsi, dans cette réaction, le manganèse est réduit car sa charge diminue et le carbone est oxydé parce que sa charge augmente.
Ecrivez des réactions séparées - appelées demi-réactions - pour les processus d'oxydation et de réduction et incluez les électrons. Le Mn (+7) dans MnO4 (-) devient Mn (+2) en prenant cinq électrons supplémentaires (7 - 2 = 5). Cependant, tout oxygène dans le MnO4 (-) doit devenir de l'eau, H2O, comme sous-produit, et l'eau ne peut pas se former avec les atomes d'hydrogène, H (+). Par conséquent, les protons, H (+) doivent être ajoutés du côté gauche de l'équation. La demi-réaction équilibrée devient maintenant MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, où e représente un électron. La demi-réaction d'oxydation devient également C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.
Équilibrer la réaction globale en veillant à ce que le nombre d'électrons dans les demi-réactions d'oxydation et de réduction soit égal. En continuant l'exemple précédent, l'oxydation de l'ion oxalate, C2O4 (2-), n'implique que deux électrons, alors que la réduction du manganèse en implique cinq. En conséquence, la demi-réaction manganèse entière doit être multipliée par deux et la réaction d'oxalate entière doit être multipliée par cinq. Cela portera le nombre d'électrons dans chaque demi-réaction à 10. Les deux demi-réactions deviennent maintenant 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O, et 5 C2O4 (2 -) - 10 e → 10 CO2.
Obtenir l'équation globale équilibrée en additionnant les deux demi-réactions équilibrées. Notez que la réaction au manganèse inclut le gain de 10 électrons, alors que la réaction d'oxalate implique la perte de 10 électrons. Les électrons s'annulent donc. Concrètement, cela signifie que cinq ions oxalates transfèrent un total de 10 électrons à deux ions permanganates. En somme, l'équation équilibrée globale devient 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, ce qui représente une équation d'oxydoréduction équilibrée.
