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“MPSI-fin” — 2013/7/22 — 9:45 — page 520 — #528
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CHAPITRE 9 – OXYDORÉDUCTION
1.2 Équilibrage d’une réaction d’oxydoréduction
Une première méthode permettant d’équilibrer une réaction d’oxydoréduction consiste à
écrire les deux demi-équations correspondant à chacun des deux couples engagés et à équilibrer préalablement chacune des demi-équations.
Étape 1 : comment équilibrer une demi-équation d’oxydoréduction.
La réaction est écrite sous la forme :
α Ox + n e
−
+ p H
+
=
β Red + q H 2 O
• Choisir α et β de façon à assurer la conservation de l’élément chimique commun aux
espèces Ox et Red.
• Choisir le couple (p, q) pour assurer la conservation des éléments chimiques O et H.
• Équilibrer enfin les charges en utilisant des électrons (adapter la valeur de n).
Nous choisissons dans ce chapitre la notation H + (ou H + (aq)) pour désigner le solvant protoné. Certains chimistes préfèrent la notation H 3 O
+ qui leur semble plus
proche de la réalité, mais qui désigne ici la même entité. De nombreuses recherches
(tant théoriques qu’expérimentales) sont toujours menées pour accéder à la structure
précise du solvant protoné (ni H + , ni H 3 O
+ ne décrit la structure réelle).
Il conviendra le cas échéant de se plier aux exigences d’un énoncé et de savoir
équilibrer les demi-équations en utilisant des ions H 3 O
+ en lieu et place des ions
H + : cela ajoute une étape, à partir de la demi-équation :
α Ox + n e − + p H +
=
β Red + qH 2 O
on ajoute p molécules d’eau à gauche et à droite pour obtenir :
α Ox + n e − + p H 3 O +
=
β Red + (p + q) H 2 O.
Étape 2 : comment équilibrer une réaction d’oxydoréduction.
Une fois que les demi-équations engageant les deux couples oxydant-réducteur ont été équilibrées, il convient de multiplier le cas échéant chacune des demi-équations afin d’égaler le
nombre d’électrons échangés. Il reste alors à additionner les deux demi-équations et à annuler
les espèces identiques (les électrons en particulier doivent disparaître).
Les multiplications de chacune des demi-équations permettant d’égaler le nombre
d’électrons échangés ne sont pas uniques. On privilégie la situation permettant d’écrire un bilan avec des coefficients stœchiométriques entiers les plus petits possibles.
Étape 3 : vérification (tous les éléments chimiques sont-ils convenablement équilibrés ?)
Envisageons à titre d’exemple l’oxydation des ions fer(II) Fe 2+ par les ions dichromate
Cr 2 O
2–
7 . Les couples engagés sont Fe 3+ /Fe 2+ et Cr 2 O
2–
7 /Cr
3+ . Les deux demi-équations équilibrées sont :
Fe
2+
=
Fe
3+
+ e
−
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1.2 Équilibrage d’une réaction d’oxydoréduction
Une première méthode permettant d’équilibrer une réaction d’oxydoréduction consiste à
écrire les deux demi-équations correspondant à chacun des deux couples engagés et à équilibrer préalablement chacune des demi-équations.
Étape 1 : comment équilibrer une demi-équation d’oxydoréduction.
La réaction est écrite sous la forme :
α Ox + n e
−
+ p H
+
=
β Red + q H 2 O
• Choisir α et β de façon à assurer la conservation de l’élément chimique commun aux
espèces Ox et Red.
• Choisir le couple (p, q) pour assurer la conservation des éléments chimiques O et H.
• Équilibrer enfin les charges en utilisant des électrons (adapter la valeur de n).
Nous choisissons dans ce chapitre la notation H + (ou H + (aq)) pour désigner le solvant protoné. Certains chimistes préfèrent la notation H 3 O
+ qui leur semble plus
proche de la réalité, mais qui désigne ici la même entité. De nombreuses recherches
(tant théoriques qu’expérimentales) sont toujours menées pour accéder à la structure
précise du solvant protoné (ni H + , ni H 3 O
+ ne décrit la structure réelle).
Il conviendra le cas échéant de se plier aux exigences d’un énoncé et de savoir
équilibrer les demi-équations en utilisant des ions H 3 O
+ en lieu et place des ions
H + : cela ajoute une étape, à partir de la demi-équation :
α Ox + n e − + p H +
=
β Red + qH 2 O
on ajoute p molécules d’eau à gauche et à droite pour obtenir :
α Ox + n e − + p H 3 O +
=
β Red + (p + q) H 2 O.
Étape 2 : comment équilibrer une réaction d’oxydoréduction.
Une fois que les demi-équations engageant les deux couples oxydant-réducteur ont été équilibrées, il convient de multiplier le cas échéant chacune des demi-équations afin d’égaler le
nombre d’électrons échangés. Il reste alors à additionner les deux demi-équations et à annuler
les espèces identiques (les électrons en particulier doivent disparaître).
Les multiplications de chacune des demi-équations permettant d’égaler le nombre
d’électrons échangés ne sont pas uniques. On privilégie la situation permettant d’écrire un bilan avec des coefficients stœchiométriques entiers les plus petits possibles.
Étape 3 : vérification (tous les éléments chimiques sont-ils convenablement équilibrés ?)
Envisageons à titre d’exemple l’oxydation des ions fer(II) Fe 2+ par les ions dichromate
Cr 2 O
2–
7 . Les couples engagés sont Fe 3+ /Fe 2+ et Cr 2 O
2–
7 /Cr
3+ . Les deux demi-équations équilibrées sont :
Fe
2+
=
Fe
3+
+ e
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