Par Jack Brubaker | Mis à jour le 30 août 2022
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Les réactions d’oxydo-réduction, ou « redox », sont la pierre angulaire des transformations chimiques. Ils impliquent des transferts d'électrons entre espèces :les électrons perdus sont oxydés, les électrons gagnés sont réduits. Équilibrer une équation chimique garantit que chaque atome et chaque charge apparaît des deux côtés, honorant ainsi la conservation de la masse et de la charge, principes fondamentaux de la première loi de la thermodynamique. Les réactions redox vont encore plus loin en équilibrant également le nombre d'électrons.
Écrivez la réaction déséquilibrée et déterminez quels atomes changent d’état d’oxydation. Par exemple, dans la réaction acide :
MnO4 – + C2 O4 2– + H + → Mn 2+ + CO2 + H2 O
Étant donné que l'oxygène porte presque toujours une charge de -2, la charge globale de -1 de MnO4 – oblige le manganèse à avoir un état d’oxydation +7. En C2 O4 2– , chaque carbone vaut +3. Après la réaction, Mn est +2 et le carbone est +4 :le manganèse est réduit, le carbone est oxydé.
Exprimez l'oxydation et la réduction sous forme de demi-réactions distinctes, en ajoutant des électrons pour équilibrer la charge :
Réduction : MnO4 – + 8 H + + 5 e – → Mn 2+ + 4 H2 O
Oxydation : C2 O4 2– → 2 CO2 + 2 e –
Mettez à l’échelle les demi-réactions pour que le nombre d’électrons corresponde. L'étape de réduction nécessite 5 électrons; l'étape d'oxydation seulement 2. Multipliez la réduction par 2 et l'oxydation par 5 :
2 MnO4 – + 16 H + + 10 e – → 2 Mn 2+ + 8 H2 O
5 C2 O4 2– → 10 CO2 + 10 e –
L'ajout des deux demi-réactions équilibrées annule les électrons :
2 MnO4 – + 16 H + + 5 C2 O4 2– → 2 Mn 2+ + 8 H2 O + 10 CO2
Il s'agit de l'équation redox entièrement équilibrée.
En suivant ces étapes systématiques, vous pouvez équilibrer en toute confiance toute réaction redox, que ce soit en laboratoire ou dans le cadre de cours universitaires.
