17.3 Ajustement des nombres stœchiométriques des réactions d’oxydoréduction
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© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
Bien entendu, les charges électriques ainsi introduites devront, en s’y ajoutant aux autres, créer
aussi l’équilibre électrique.
N.B. Par simplification, en solution acide, on écrit souvent H ϩ au lieu de H 3 O ϩ , bien
que le proton libre n’existe pas en milieu aqueux.
a) Les deux-demi réactions sont caractérisées par les équations stœchiométriques :
Oxydation : N –II ϭ N 0 ϩ 2e –
Réduction : Br v ϩ 6e – ϭ Br –I
Sur la base de six électrons échangés, la réduction d’un Br V correspond à la réduction de trois
N –II :
Br V ϩ 3 N –II ϭ Br –I ϩ 3 N 0 .
Comme les molécules N 2 H 4 et N 2 contiennent 2 N, le nombre d’atomes d’azote participant à la
réaction est nécessairement pair et les nombres stœchiométriques doivent donc être multipliés
par 2 :
2 Br V ϩ 6 N –II ϭ 2 Br –I ϩ 6 N 0 .
L’équation stœchiométrique correspondante est donc :
2 BrO 3
– ϩ 3 N 2 H 4 ϭ 2 Br – ϩ 3 N 2 ϩ 6 H 2 O.
b) Oxydation : As III ϭ As V ϩ 2e –
Réduction : Cl I ϩ 2e – ϭ Cl –I
L’équation stœchiométrique de l’équation redox est donc :
As III ϩ Cl I ϭ As V ϩ Cl –I
et dans l’équation stœchiométrique globale les nombres stœchiométriques sont tous égaux à 1 :
ClO – ϩ AsO 2
– ϭ Cl – ϩ AsO 4
3–
Mais il y a trois oxygène à gauche et quatre à droite ; d’autre part, la somme des charges n’est
pas la même dans les deux membres. La mise en œuvre du procédé indiqué plus haut conduit à
ajouter (puisque la réaction a lieu en milieu basique) 2 HO – dans le premier membre et H 2 O dans
le second :
ClO – ϩ AsO 2
– ϩ 2 HO – ϭ Cl – ϩ AsO 4
3– ϩ H 2 O.
c) Oxydation : S II ϭ S VI ϩ 4e –
Réduction : Mn VII ϩ 5e – ϭ Mn II
L’équation stœchiométrique de la réaction redox doit donc s’établir sur la base de 20 électrons (4
ϫ 5) échangés :
5 S II ϩ 4 Mn VII ϭ 5 S VI ϩ 4 Mn II .
Le nombre stœchiométrique de soufre étant nécessairement pair (en raison de la formule de l’ion
S 2 O 3
2– ), les nombres stœchiométriques doivent être multipliés par 2 :
10 S II ϩ 8 Mn VII ϭ 10 S VI ϩ 8 Mn II .
L’équation stœchiométrique de la réaction est :
5 S 2 O 3
2– ϩ 8 MnO 4
– ϭ 10 SO 4
2– ϩ 8 Mn 2ϩ .
Ni le nombre d’oxygène, ni la somme des charges, ne sont identiques dans les deux membres. Il
y a 47 oxygène à gauche et 40 seulement à droite et, puisque la réaction a lieu en milieu acide,
l’ajustement s’obtiendra en ajoutant 14 H ϩ à gauche et 7 H 2 O à droite :
5 S 2 O 3
2– ϩ 8 MnO 4
– ϩ 14 H ϩ ϭ 10 SO 4
2– ϩ 8 Mn 2ϩ ϩ 7 H 2 O.
(Sans le secours, au départ, des degrés d’oxydation, il n’aurait pas été aisé d’aboutir à
ce résultat… ! Mais, une fois la correspondance S–Mn trouvée, la suite relève de la
routine.)
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© Dunod – La photocopie non autorisée est un délit.
Bien entendu, les charges électriques ainsi introduites devront, en s’y ajoutant aux autres, créer
aussi l’équilibre électrique.
N.B. Par simplification, en solution acide, on écrit souvent H ϩ au lieu de H 3 O ϩ , bien
que le proton libre n’existe pas en milieu aqueux.
a) Les deux-demi réactions sont caractérisées par les équations stœchiométriques :
Oxydation : N –II ϭ N 0 ϩ 2e –
Réduction : Br v ϩ 6e – ϭ Br –I
Sur la base de six électrons échangés, la réduction d’un Br V correspond à la réduction de trois
N –II :
Br V ϩ 3 N –II ϭ Br –I ϩ 3 N 0 .
Comme les molécules N 2 H 4 et N 2 contiennent 2 N, le nombre d’atomes d’azote participant à la
réaction est nécessairement pair et les nombres stœchiométriques doivent donc être multipliés
par 2 :
2 Br V ϩ 6 N –II ϭ 2 Br –I ϩ 6 N 0 .
L’équation stœchiométrique correspondante est donc :
2 BrO 3
– ϩ 3 N 2 H 4 ϭ 2 Br – ϩ 3 N 2 ϩ 6 H 2 O.
b) Oxydation : As III ϭ As V ϩ 2e –
Réduction : Cl I ϩ 2e – ϭ Cl –I
L’équation stœchiométrique de l’équation redox est donc :
As III ϩ Cl I ϭ As V ϩ Cl –I
et dans l’équation stœchiométrique globale les nombres stœchiométriques sont tous égaux à 1 :
ClO – ϩ AsO 2
– ϭ Cl – ϩ AsO 4
3–
Mais il y a trois oxygène à gauche et quatre à droite ; d’autre part, la somme des charges n’est
pas la même dans les deux membres. La mise en œuvre du procédé indiqué plus haut conduit à
ajouter (puisque la réaction a lieu en milieu basique) 2 HO – dans le premier membre et H 2 O dans
le second :
ClO – ϩ AsO 2
– ϩ 2 HO – ϭ Cl – ϩ AsO 4
3– ϩ H 2 O.
c) Oxydation : S II ϭ S VI ϩ 4e –
Réduction : Mn VII ϩ 5e – ϭ Mn II
L’équation stœchiométrique de la réaction redox doit donc s’établir sur la base de 20 électrons (4
ϫ 5) échangés :
5 S II ϩ 4 Mn VII ϭ 5 S VI ϩ 4 Mn II .
Le nombre stœchiométrique de soufre étant nécessairement pair (en raison de la formule de l’ion
S 2 O 3
2– ), les nombres stœchiométriques doivent être multipliés par 2 :
10 S II ϩ 8 Mn VII ϭ 10 S VI ϩ 8 Mn II .
L’équation stœchiométrique de la réaction est :
5 S 2 O 3
2– ϩ 8 MnO 4
– ϭ 10 SO 4
2– ϩ 8 Mn 2ϩ .
Ni le nombre d’oxygène, ni la somme des charges, ne sont identiques dans les deux membres. Il
y a 47 oxygène à gauche et 40 seulement à droite et, puisque la réaction a lieu en milieu acide,
l’ajustement s’obtiendra en ajoutant 14 H ϩ à gauche et 7 H 2 O à droite :
5 S 2 O 3
2– ϩ 8 MnO 4
– ϩ 14 H ϩ ϭ 10 SO 4
2– ϩ 8 Mn 2ϩ ϩ 7 H 2 O.
(Sans le secours, au départ, des degrés d’oxydation, il n’aurait pas été aisé d’aboutir à
ce résultat… ! Mais, une fois la correspondance S–Mn trouvée, la suite relève de la
routine.)