Oxydoréduction : comment équilibrer ?

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TheMoustic
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Oxydoréduction : comment équilibrer ?

Messagepar TheMoustic » 02 Jan 2008, 15:48


:!: Attention :!:

Nous sommes en présence d'une demi-équation qui contient de l'oxygène, il faut donc appliquer une règle spéciale pour l'équilibrer !


Afin de vous faciliter la vie, je vous conseille de toujours écrire la 1re demie-équation dans le sens de l'oxydation et la 2e dans le sens de la réduction.
Rappelez-vous qu'un Oxydant subit une réduction (il a gagné un ou plusieurs électrons) et qu'un Réducteur subit une oxydation (il a perdu un ou plusieurs électrons).

1. Il faut d'abord équilibrer en atomes !

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Remarquez qu'à gauche de l'équation nous avons "Cr2" soit 2 atomes de Cr. Nous devons donc en avoir autant à droite. On peut considérer l'indice 1, après l'atome Cr (à droite de l'équation).
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Il faut donc multiplier Cr3+ par 2 pour avoir autant d'atomes de Cr à gauche qu'à droite de l'équation.
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Nous avons également O7. Nous devons donc avoir 7 atomes d'oxygène à droite de l'équation.
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Pour cela, on équilibre avec autant de molécules d'eau (H2O) que nécessaire.
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Mais en faisant cette action d'équilibrer avec H2O, on se retrouve avec 7*2 = 14 atomes d'H+.
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Nous devons en avoir autant à gauche. Pour cela, on ajoute autant de H+ que nécessaire à gauche de l'équation:
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2. Puis en charge !

Nous avons à gauche: 2- & 14+ soit => 14-2 = 12+.
Nous avons à droite: 2 x 3+ = 6+.

Nous devons donc retirer 6+ à gauche pour être chargé de 6+ de chaque coté.

Pour ce faire, il faut ajouter 6 moles d'électrons:
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Nous avons bien le même nombre de charge de chaque coté de l'équation, celle-ci est TOTALEMENT équilibrée:
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:!: Attention :!:


En Chimie Minérale, il faut être pointilleux ! L'Hydrogène en solution aqueuse n'existe pas seul: il va obligatoirement s'associer à une molécule d'eau pour former l'ion Oxonium H3O+.
Aussi, sachant que nous avons 14H+ & que 1H+ s'associe à 1H2O, combien faut-il ajouter d'H2O à gauche de l'équation ?..

:!: Pour que l'équation reste équilibrée, vous devez ajouter autant d'H2O à droite, que vous en ajoutez à gauche pour former l'ion oxonium :!:

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Demi-Equation Finale:
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:!: N'oubliez pas que nous écrivons les demi-équations électroniques de ces couples de manière générale, nous ne sommes pas en train d'écrire les demi-équations qui interviennent dans notre dosage, c'est pour cela que nous ne mettons pas une flèche, mais bel est bien le signe "égal" :!:

Demi-équation électronique du couple Fe3+/Fe2+
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Nous pouvons maintenant écrire les demi-équations intervenant dans le dosage ainsi que l'équation bilan de la réaction. Nous devons donc mettre des flèches cette fois ci:
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Nous avons 6e- dans la 1ère et 1e- dans la 2ème. Nous devons donc, pour "ajouter" ces 2 équations et nous débarrasser des électrons, multiplier la 1ère équation par le nombre d'électrons de la 2ème et inversement.

Ici donc, la 1ère par 1 & la 2ème par 6:
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En ayant ainsi multiplié, on peut voir qu'il y a autant d'électrons à gauche qu'à droite: on peut les simplifier !
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J’ai fait cette étape intermédiaire juste pour que vous sachiez pourquoi on multiplie. Retenez que vous pouvez simplifier par des molécules de la même façon si vous en avez à gauche et à droite de l'équation.

Noter un égal dans l'équation bilan est une aberration, car, non seulement, nous sommes en train de faire cette réaction totalement, car nous sommes dans un dosages, mais en plus, toutes les réaction ne se font pas dans les 2 sens, tout du moins, pas naturellement.


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Dernière édition par TheMoustic le 22 Juil 2014, 17:40, édité 6 fois.
Raison : Mise à jours


Dernière remontée par TheMoustic le 02 Jan 2008, 15:48.
La théorie, c'est quand rien ne fonctionne, et que l'on sait pourquoi.
La pratique, c'est quand tout fonctionne, et que l'on ne sait pas pourquoi.

Ici, les deux sont réunis: rien ne fonctionne, et personne ne sait pourquoi.
Albert Einstein

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