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Chimie 1e (OpenStax)
17 : Électrochimie
17.1 : Équilibrer les réactions d'oxydoréduction

17.1 : Équilibrer les réactions d'oxydoréduction

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Objectifs d'apprentissage

Définir l'électrochimie et un certain nombre de termes associés importants
Diviser les réactions d'oxydoréduction en demi-réactions d'oxydation et en demi-réactions de réduction
Produire des équations d'oxydoréduction équilibrées pour les réactions en solution acide ou basique
Identifier les agents oxydants et les agents réducteurs

L'électricité fait référence à un certain nombre de phénomènes associés à la présence et au flux de charges électriques. L'électricité comprend des éléments aussi divers que la foudre, l'électricité statique, le courant généré par une batterie lorsqu'elle se décharge et de nombreuses autres influences sur notre vie quotidienne. Le flux ou le mouvement de charge est un courant électrique (Figure\(\PageIndex{1}\)). Des électrons ou des ions peuvent porter la charge. L'unité de charge élémentaire est la charge d'un proton, dont l'amplitude est égale à la charge d'un électron. L'unité de charge SI est le coulomb (C) et la charge d'un proton est de 1,602 × 10 ^-19 C. La présence d'une charge électrique génère un champ électrique. Le courant électrique est le débit de charge.

alt — Figure\(\PageIndex{1}\) : Les phénomènes liés à l'électricité incluent la foudre, l'accumulation d'électricité statique et le courant produit par une batterie. (crédit gauche : modification de l'œuvre de Thomas Bresson ; crédit au milieu : modification de l'œuvre de Chris Darling ; crédit à droite : modification de l'œuvre de Windell Oskay).

L'unité SI pour le courant électrique est l'unité de base SI appelée ampère (A), qui est un débit de 1 coulomb de charge par seconde (1 A = 1 C/s). Un courant électrique circule dans un trajet, appelé circuit électrique. Dans la plupart des systèmes chimiques, il est nécessaire de maintenir un chemin fermé pour que le courant circule. Le flux de charge est généré par une différence de potentiel électrique, ou potentiel, entre deux points du circuit. Le potentiel électrique est la capacité du champ électrique à agir sur la charge. L'unité SI du potentiel électrique est le volt (V). Lorsqu'un coulomb de charge passe par une différence de potentiel de 1 volt, il gagne ou perd 1 joule (J) d'énergie. \(\PageIndex{1}\)Le tableau résume certaines de ces informations sur l'électricité.

Tableau\(\PageIndex{1}\) : Termes électriques courants
Quantité	Définition	Mesure ou unité
Charge électrique	Charge sur un proton	1,602 × 10 ⁻¹⁹ °C
Courant électrique	Le mouvement de charge	ampère = A = 1 C/s
Potentiel électrique	La force qui essaie de déplacer la charge	volt = V = J/C
Champ électrique	La force agissant sur d'autres charges à proximité

L'électrochimie étudie les réactions d'oxydoréduction, qui ont été abordées pour la première fois dans un chapitre précédent, où nous avons appris que l'oxydation était la perte d'électrons et que la réduction était le gain d'électrons. Les réactions discutées avaient tendance à être assez simples, et la conservation de la masse (comptage des atomes par type) et la dérivation d'une équation chimique correctement équilibrée étaient relativement simples. Dans cette section, nous allons nous concentrer sur la méthode des demi-réactions pour équilibrer les réactions d'oxydoréduction. L'utilisation de demi-réactions est importante en partie pour équilibrer des réactions plus complexes et en partie parce que de nombreux aspects de l'électrochimie sont plus faciles à aborder en termes de demi-réactions. Il existe d'autres méthodes pour équilibrer ces réactions ; toutefois, il n'existe pas de bonne alternative aux demi-réactions pour discuter de ce qui se passe dans de nombreux systèmes. La méthode de demi-réaction divise les réactions d'oxydoréduction en « moitié » d'oxydation et en « moitié » de réduction afin de faciliter la recherche de l'équation globale.

Les réactions électrochimiques se produisent fréquemment dans des solutions qui peuvent être acides, basiques ou neutres. Lors de l'équilibrage des réactions d'oxydoréduction, la nature de la solution peut être importante. Il est utile de voir cela dans un problème réel. Envisagez la réaction d'oxydoréduction déséquilibrée suivante en solution acide :

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Fe^2+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{Fe^3+}(aq) \nonumber \]

Nous pouvons commencer par collecter les espèces que nous avons jusqu'à présent dans une demi-réaction d'oxydation déséquilibrée et une demi-réaction de réduction déséquilibrée. Chacune de ces demi-réactions contient le même élément dans deux états d'oxydation différents. Le Fe ² ⁺ a perdu un électron pour devenir Fe ³ ⁺ ; par conséquent, le fer a subi une oxydation. La réduction n'est pas aussi évidente ; cependant, le manganèse a gagné cinq électrons pour passer du Mn ⁷ ⁺ au Mn ² ⁺.

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {oxydation (déséquilibrée) :} \ ce {Fe^2+} (aq) ⟶ \ ce {Fe^3+} (aq) \ \
& \ textrm {réduction (déséquilibrée) :} \ ce {MnO4-} (aq) ⟶ \ ce {Mn^2+} (aq)
\ end {align*} \ nonnumber \]

En solution acide, des ions hydrogène sont présents, qui sont souvent utiles pour équilibrer les demi-réactions. Il peut être nécessaire d'utiliser les ions hydrogène directement ou comme réactif susceptible de réagir avec l'oxygène pour générer de l'eau. Les ions hydrogène sont très importants dans les solutions acides où les réactifs ou les produits contiennent de l'hydrogène et/ou de l'oxygène. Dans cet exemple, la demi-réaction d'oxydation n'implique ni hydrogène ni oxygène, de sorte que les ions hydrogène ne sont pas nécessaires à l'équilibrage. Cependant, la demi-réaction de réduction implique de l'oxygène. Il est nécessaire d'utiliser des ions hydrogène pour convertir cet oxygène en eau.

\[\textrm{charge not balanced: }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

La situation est différente en solution basique car la concentration en ions hydrogène est plus faible et la concentration en ions hydroxyde est plus élevée. Après avoir terminé cet exemple, nous examinerons en quoi les solutions basiques diffèrent des solutions acides. Une solution neutre peut être traitée comme acide ou basique, bien qu'il soit généralement plus facile de la traiter comme acide.

Les atomes de fer de la demi-réaction d'oxydation sont équilibrés (bilan massique) ; cependant, la charge n'est pas équilibrée, car les charges sur les ions ne sont pas égales. Il est nécessaire d'utiliser des électrons pour équilibrer la charge. Le moyen d'équilibrer la charge est d'ajouter des électrons d'un côté de l'équation. L'ajout d'un seul électron sur le côté droit donne une demi-réaction d'oxydation équilibrée :

\[\textrm{oxidation (balanced): }\ce{Fe^2+}(aq)⟶\ce{Fe^3+}(aq)+\ce{e-} \nonumber \]

Vous devez vérifier la demi-réaction pour le nombre de chaque type d'atome et la charge totale de chaque côté de l'équation. Les charges comprennent les charges réelles des ions multipliées par le nombre d'ions et la charge d'un électron multipliée par le nombre d'électrons.

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {Fe :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×1) =( 1×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {Charge :} \ mathrm {Est-ce que \ : [1× (+2)] = [1× (+3) +1 × (−1)] ? \ :Oui.}
\ end {align*} \ nonumber \]

Si les atomes et les charges s'équilibrent, la demi-réaction est équilibrée. Dans les demi-réactions d'oxydation, les électrons apparaissent sous forme de produits (à droite). Comme nous l'avons vu dans le chapitre précédent, étant donné que le fer a subi une oxydation, le fer est l'agent réducteur.

Revenons maintenant à l'équation de demi-réaction de réduction :

\[\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Les atomes étant équilibrés (bilan de masse), il est maintenant nécessaire de vérifier l'équilibre des charges. La charge totale sur la gauche de la flèche de réaction est de [(−1) × (1) + (8) × (+1)], ou +7, tandis que la charge totale sur le côté droit est de [(1) × (+2) + (4) × (0)], soit +2. La différence entre +7 et +2 est de cinq ; il est donc nécessaire d'ajouter cinq électrons sur le côté gauche pour obtenir un équilibre de charge.

\[\textrm{Reduction (balanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)+\ce{5e-}⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Vous devez vérifier cette demi-réaction pour chaque type d'atome et pour la charge, également :

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {Mn :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×1) =( 1×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {H :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 8 × 1) =( 4 × 2) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {O :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×4) =( 4×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {Charge :} \ mathrm {Est-ce que \ : [1× (−1) +8× (+1) +5× (−1)] = [1× (+2)] ? \ :Oui.}
\ end {align*} \ nonumber \]

Maintenant que cette demi-réaction est équilibrée, il est facile de voir qu'elle implique une réduction car les électrons ont été gagnés lors\(\ce{MnO4-}\) de la réduction en Mn ² ⁺. Dans toutes les demi-réactions de réduction, les électrons apparaissent sous forme de réactifs (sur le côté gauche). Comme indiqué dans le chapitre précédent, l'espèce réduite,\(\ce{MnO4-}\) dans ce cas, est également appelée agent oxydant. Nous avons maintenant deux demi-réactions équilibrées.

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {oxydation :} \ ce {Fe^2+} (aq) ⟶ \ ce {Fe^3+} (aq) + \ ce {e-} \ \
& \ textrm {réduction :} \ ce {MnO4-} (aq) + \ ce {8H+} (aq) + \ ce {5e-} ⟶ \ ce {Mn^2+} (aq) + \ ce {5e-} ⟶ \ ce {Mn^2+} (aq) + \ ce {5e-} ⟶ \ ce {Mn^2+} (aq)) + \ ce {4H2O} (l)
\ end {align*} \ nonnumber \]

Il est maintenant nécessaire de combiner les deux moitiés pour produire une réaction complète. La clé pour combiner les demi-réactions, ce sont les électrons. Les électrons perdus lors de l'oxydation doivent aller quelque part. Ces électrons vont provoquer une réduction. Le nombre d'électrons transférés de la demi-réaction d'oxydation à la demi-réaction de réduction doit être égal. Il ne peut y avoir aucun électron manquant ou excédentaire. Dans cet exemple, la demi-réaction d'oxydation génère un électron, tandis que la demi-réaction de réduction en nécessite cinq. Le plus petit multiple commun de un et cinq est cinq ; il est donc nécessaire de multiplier chaque terme de la demi-réaction d'oxydation par cinq et chaque terme de la demi-réaction de réduction par un. (Dans ce cas, la multiplication de la demi-réaction de réduction ne génère aucun changement ; toutefois, ce ne sera pas toujours le cas.) La multiplication des deux demi-réactions par le facteur approprié suivie de l'addition des deux moitiés donne

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {oxydation :} 5× (\ ce {Fe^2+} (aq) ⟶ \ ce {Fe^3+} (aq) + \ ce {e-}) \ \
& \ underline {\ textrm {réduction :} \ ce {MnO4-} (aq) + \ ce {8H+} (aq) + \ ce {5e-} ⟶ {Mn^2+} (aq) + \ ce {4H2O} (l)} \ \
& \ textrm {globalement :} \ ce {5Fe^2+} (aq) + \ ce {MnO4-} (aq) + \ ce {8H+} (aq) ⟶ \ ce {5Fe^3+} ( aq) + \ ce {Mn^2+} (aq) + \ ce {4H2O} (l)
\ end {align*} \ nonnumber \]

Les électrons n'apparaissent pas dans la réponse finale parce que les électrons d'oxydation sont les mêmes électrons que les électrons de réduction et qu'ils « s'annulent ». Vérifiez soigneusement chaque côté de l'équation globale pour vérifier que tout a été correctement combiné :

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {Fe :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 5 × 1) = (5 × 1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {Mn :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×1) =( 1×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {H :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 8 × 1) =( 4 × 2) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {O :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×4) =( 4×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {Charge :} \ mathrm {Est-ce que \ : [5× (+2) +1 × (−1) +8× (+1)] = [5× (+3) +1 × (+2)] ? \ :Oui.}
\ end {align*} \ nonumber \]

Tout est vérifié, donc c'est l'équation globale en solution acide. Si quelque chose ne fonctionne pas, l'erreur la plus courante se produit lors de la multiplication des demi-réactions individuelles.

Supposons maintenant que nous souhaitions que la solution soit basique. Rappelez-vous que les solutions basiques contiennent un excès d'ions hydroxyde. Certains de ces ions hydroxyde réagiront avec les ions hydrogène pour produire de l'eau. La façon la plus simple de générer l'équation globale équilibrée en solution basique est de commencer par l'équation équilibrée en solution acide, puis de la « convertir » en équation de solution basique. Cependant, il est nécessaire de faire preuve de prudence, car de nombreux réactifs se comportent différemment dans des conditions basiques et de nombreux ions métalliques précipitent sous forme d'hydroxyde métallique. Nous venons de produire la réaction suivante, que nous voulons transformer en réaction basique :

\[\ce{5Fe^2+}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{5Fe^3+}(aq)+\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Cependant, dans des conditions basiques, il\(\ce{MnO4-}\) se réduit normalement en _{MnO 2} et le fer sera présent sous forme de Fe (OH) ₂ ou de Fe (OH) ₃. Pour ces raisons, dans des conditions basiques, cette réaction sera

\[\ce{3Fe(OH)2}(s)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{2H2O}(l)⟶\ce{3Fe(OH)3}(s)+\ce{MnO2}(s)+\ce{OH-}(aq) \nonumber \]

(Dans des conditions très élémentaires\(\ce{MnO4^2-}\),\(\ce{MnO4-}\) il sera réduit à MnO ₂ au lieu de.)

Il est toujours possible d'équilibrer toute réaction d'oxydoréduction sous la forme d'une réaction acide, puis, si nécessaire, de convertir l'équation en une réaction basique. Cela fonctionnera si les réactifs et les produits acides et basiques sont identiques ou si les réactifs et produits basiques sont utilisés avant la conversion de l'acide ou de l'acide. Il existe très peu d'exemples dans lesquels les réactions acides et basiques impliqueront les mêmes réactifs et produits. Cependant, il suffit d'équilibrer une réaction basique en tant qu'acide, puis de la convertir en base. Pour passer à une réaction basique, il est nécessaire d'ajouter le même nombre d'ions hydroxyde de chaque côté de l'équation afin d'éliminer tous les ions hydrogène (H ⁺) et de maintenir l'équilibre massique. L'ion hydrogène se combine à l'ion hydroxyde (OH ⁻) pour produire de l'eau.

Essayons maintenant une équation de base. Nous allons commencer par la réaction de base suivante :

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{MnO2}(s) \nonumber \]

Équilibrer cela comme l'acide donne

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{2H+}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l) \nonumber \]

Dans ce cas, il est nécessaire d'ajouter deux ions hydroxyde de chaque côté de l'équation pour convertir les deux ions hydrogène de gauche en eau :

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{(2H+ + 2OH- )}(aq)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{2OH-}(aq) \nonumber \]

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{(2H2O)}(l)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{2OH-}(aq) \nonumber \]

Notez que les deux côtés de l'équation montrent de l'eau. La simplification doit être effectuée si nécessaire et donne l'équation souhaitée. Dans ce cas, il est nécessaire de retirer un H ₂ O de chaque côté des flèches de réaction.

\[\ce{Cl-}(aq)+\ce{2MnO4-}(aq)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{ClO3-}(aq)+\ce{2MnO2}(s)+\ce{2OH-}(aq) \nonumber \]

Encore une fois, vérifiez chaque côté de l'équation globale pour vous assurer qu'il n'y a aucune erreur :

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {Cl :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×1) =( 1×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {Mn :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 2 × 1) =( 2 × 1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {H :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×2) =( 2×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {O :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 2 × 4+1 × 1) =( 3 × 1+2 × 2+2 × 2 × 1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {Charge :} \ mathrm {Est-ce que \ : [1× (−1) +2× (−1)] = [1× (−1) +2× (−1)] ? \ :Oui.}
\ end {align*} \ nonumber \]

Tout est vérifié, il s'agit donc de l'équation globale de la solution de base.

Exemple\(\PageIndex{1}\): Balancing Acidic Oxidation-Reduction Reactions

Équilibrer l'équation de réaction suivante dans une solution acide :

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr^3+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{Cr2O7^2-}(aq) \nonumber \]

Solution en solo

Il s'agit d'une réaction d'oxydoréduction, donc commencez par collecter les espèces données dans une demi-réaction d'oxydation déséquilibrée et une demi-réaction de réduction déséquilibrée.

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {oxydation (déséquilibrée) :} \ ce {Cr^3+} (aq) ⟶ \ ce {Cr2O7^2-} (aq) \ \
& \ textrm {réduction (déséquilibrée) :} \ ce {MnO4-} (aq) ⟶ \ ce {Mn^2+} (aq)
\ end {align*} \ nonumber \]

En commençant par la demi-réaction d'oxydation, nous pouvons équilibrer le chrome

\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq) \nonumber \]

En solution acide, nous pouvons utiliser ou générer des ions hydrogène (H ⁺). L'ajout de sept molécules d'eau sur le côté gauche fournit l'oxygène nécessaire ; l'hydrogène « restant » apparaît sous forme de 14 H ⁺ sur la droite :

\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)+\ce{7H2O}(l)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq)+\ce{14H+}(aq) \nonumber \]

Le côté gauche de l'équation a une charge totale de [2 × (+3) = +6], et le côté droit une charge totale de [−2 + 14 × (+1) = +12]. La différence est de six ; l'ajout de six électrons sur le côté droit produit une demi-réaction d'oxydation équilibrée en masse et en charge (en solution acide) :

\[\textrm{oxidation (balanced): }\ce{2Cr^3+}(aq)+\ce{7H2O}(l)⟶\ce{Cr2O7^2-}(aq)+\ce{14H+}(aq)+\ce{6e-} \nonumber \]

Contrôle de la demi-réaction :

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {Cr :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 2 × 1) = (1 × 2) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {H :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 7 × 2) =( 14 × 1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {O :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 7 × 1) =( 1 × 7) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {Charge :} \ mathrm {Est-ce que \ : [2× (+3)] = [1× (−2) +14× (+1) +6× (−1)] ? \ :Oui.}
\ end {align*} \ nonumber \]

Travaillez maintenant sur la réduction. Il est nécessaire de convertir les quatre atomes d'oxygène du permanganate en quatre molécules d'eau. Pour ce faire, ajoutez huit H ⁺ pour convertir l'oxygène en quatre molécules d'eau :

\[\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Ajoutez ensuite cinq électrons sur le côté gauche pour équilibrer la charge :

\[\textrm{reduction (balanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{8H+}(aq)+\ce{5e-}⟶\ce{Mn^2+}(aq)+\ce{4H2O}(l) \nonumber \]

Assurez-vous de vérifier la demi-réaction :

Collecter ce que nous avons jusqu'à présent :

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {oxydation :} \ ce {2Cr^3+} (aq) + \ ce {7H2O} (l) ⟶ \ ce {Cr2O7^2-} (aq) + \ ce {14H+} (aq) + \ ce {6e-} \ \
& \ textrm {réduction :} \ ce {MnO4-} (aq) \ ce {8H+} (aq) + \ ce {5e-} ⟶ \ ce {Mn^2+} (aq) + \ ce {4H2O} (l)
\ end {align*} \ nonnumber \]

Le multiple le moins courant pour les électrons est 30, donc multipliez la demi-réaction d'oxydation par cinq, la demi-réaction de réduction par six, combinez et simplifiez :

\[\ce{10Cr^3+}(aq)+\ce{35H2O}(l)+\ce{6MnO4-}(aq)+\ce{48H+}(aq)⟶\ce{5Cr2O7^2-}(aq)+\ce{70H+}(aq)+\ce{6Mn^2+}(aq)+\ce{24H2O}(l) \nonumber \]

\[\ce{10Cr^3+}(aq)+\ce{11H2O}(l)+\ce{6MnO4-}(aq)⟶\ce{5Cr2O7^2-}(aq)+\ce{22H+}(aq)+\ce{6Mn^2+}(aq) \nonumber \]

Pour vérifier chaque côté de l'équation :

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {Mn :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 6 × 1) = (6 × 1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {Cr :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 10 × 1) =( 5 × 2) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {H :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 11 × 2) =( 2 × 1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {O :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 11 × 1+6 × 4) =( 5 × 7) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {Charge :} \ mathrm {Est-ce que \ : [10× (+3) +6× (−1)] = [5× (−2) +22× (+1) +6× (+2)] ? \ :Oui.}
\ end {align*} \ nonumber \]

Il s'agit de l'équation équilibrée en solution acide.

Exercice\(\PageIndex{1}\)

Équilibrer l'équation suivante dans une solution acide :

\[\ce{Hg2^2+ + Ag ⟶ Hg + Ag+} \nonumber \]

Réponse: \[\ce{Hg2^2+}(aq)+\ce{2Ag}(s)⟶\ce{2Hg}(l)+\ce{2Ag+}(aq) \nonumber \]

Exemple\(\PageIndex{2}\): Balancing Basic Oxidation-Reduction Reactions

Équilibrer l'équation de réaction suivante dans la solution basique :

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{MnO2}(s)+\ce{CrO4^2-}(aq) \nonumber \]

Soluti sur

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {oxydation (déséquilibrée) :} \ ce {Cr (OH) 3} (s) ⟶ \ ce {Cro4^2-} (aq) \ \
& \ textrm {réduction (déséquilibrée) :} \ ce {MnO4-} (aq) ⟶ \ ce {MnO2} (s)
\ end {align*} \ nonumber \]

En commençant par la demi-réaction d'oxydation, nous pouvons équilibrer le chrome

\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq) \nonumber \]

En solution acide, nous pouvons utiliser ou générer des ions hydrogène (H ⁺). L'ajout d'une molécule d'eau sur le côté gauche fournit l'oxygène nécessaire ; l'hydrogène « restant » apparaît sous la forme de cinq H ⁺ sur le côté droit :

\[\textrm{oxidation (unbalanced): }\ce{Cr(OH)3}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{5H+}(aq) \nonumber \]

Le côté gauche de l'équation a une charge totale de [0] et le côté droit une charge totale de [−2 + 5 × (+1) = +3]. La différence est de trois, l'ajout de trois électrons sur le côté droit produit une demi-réaction d'oxydation équilibrée en masse et en charge (en solution acide) :

\[\textrm{oxidation (balanced): }\ce{Cr(OH)3}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{5H+}(aq)+\ce{3e-} \nonumber \]

Contrôle de la demi-réaction :

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {Cr :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×1) =( 1×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {H :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×3+1 × 2) =( 5×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {O :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×3+1 × 1) =( 4×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {Charge :} \ mathrm {Est-ce que \ : [0= [1× (−2) +5× (+1) +3× (−1)] ? \ :Oui.}
\ end {align*} \ nonumber \]

Travaillez maintenant sur la réduction. Il est nécessaire de convertir les quatre atomes O du MnO ₄ ⁻ moins les deux atomes d'O du MnO ₂ en deux molécules d'eau. Pour ce faire, ajoutez quatre ^H+ pour convertir l'oxygène en deux molécules d'eau :

\[\textrm{reduction (unbalanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{4H+}(aq)⟶\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

Ajoutez ensuite trois électrons sur le côté gauche pour équilibrer la charge :

\[\textrm{reduction (balanced): }\ce{MnO4-}(aq)+\ce{4H+}(aq)+\ce{3e-}⟶\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

Assurez-vous de vérifier la demi-réaction :

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {Mn :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×1) =( 1×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {H :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 4 × 1) =( 2 × 2) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {O :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×4) =( 1×2+2 × 1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {Charge :} \ mathrm {Est-ce que \ : [1× (−1) +4× (+1) +3× (−1)] = [0] ? \ :Oui.}
\ end {align*} \ nonumber \]

Collecter ce que nous avons jusqu'à présent :

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {oxydation :} \ ce {Cr (OH) 3} (s) + \ ce {H2O} (l) ⟶ \ ce {Cro4^2-} (aq) + \ ce {5H+} (aq) + \ ce {3e-} \ \ & \ textrm {réduction :} \ ce {MnO4-} (aq) + {3e-} \ ce {3e-} \
& \ textrm {réduction :} \ ce {MnO4-} (aq) + {ce {3e-} 4H+} (aq) + \ ce {3e-} ⟶ \ ce {MnO2} (s) + \ ce {2H2O} (l)
\ end {align*} \ nonnumber \]

Dans ce cas, les deux demi-réactions impliquent le même nombre d'électrons ; il suffit donc d'additionner les deux demi-réactions.

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{4H+}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)+\ce{H2O}(l)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l)+\ce{5H+}(aq) \nonumber \]

\[\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{H+}(aq) \nonumber \]

Pour vérifier chaque côté de l'équation :

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {Mn :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×1) =( 1×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {Cr :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×1) =( 1×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {H :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×3) =( 2×1+1×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {O :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×4+1×3) =( 1×4+1 × 2+1 × 1 × 1 × 1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {Charge :} \ mathrm {Est-ce que \ : [1× (−1)] = [1× (−2) +1 × (+1)] ? \ :Oui.}
\ end {align*} \ nonumber \]

Il s'agit de l'équation équilibrée en solution acide. Pour une solution basique, ajoutez un ion hydroxyde de chaque côté et simplifiez :

\[\ce{OH-}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{H2O}(l)+\ce{(H+ + OH- )}(aq) \nonumber \]

\[\ce{OH-}(aq)+\ce{MnO4-}(aq)+\ce{Cr(OH)3}(s)⟶\ce{CrO4^2-}(aq)+\ce{MnO2}(s)+\ce{2H2O}(l) \nonumber \]

Pour vérifier chaque côté de l'équation :

\ [\ begin {align*}
& \ textrm {Mn :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×1) =( 1×1) ? \ : Oui.} \ \
& \ textrm {Cr :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×1) =( 1×1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {H :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×1+1×3) =( 2×2) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {O :} \ mathrm {Est-ce que \ :( 1×1+1×4+1×3) =( 1×4+1×2+2 × 1) ? \ :Oui.} \ \
& \ textrm {Charge :} \ mathrm {Est-ce que \ : [1× (−1) +1 × (−1)] = [1× (−2)] ? \ :Oui.}
\ end {align*} \ nonumber \]

Il s'agit de l'équation équilibrée de la solution de base.

Exercice\(\PageIndex{2}\)

Équilibrer les éléments suivants dans le type de solution indiqué.

\(\ce{H2 + Cu^2+ ⟶ Cu \:\:\:(acidic\: solution)}\)
\(\ce{H2 + Cu(OH)2 ⟶ Cu\:\:\:(basic\: solution)}\)
\(\ce{Fe + Ag+ ⟶ Fe^2+ + Ag}\)
Identifier les agents oxydants dans les réactions (a), (b) et (c).
Identifier les agents réducteurs dans les réactions (a), (b) et (c).

Répondez à une: \(\ce{H2}(g)+\ce{Cu^2+}(aq)⟶\ce{2H+}(aq)+\ce{Cu}(s)\)
Réponse b: \(\ce{H2}(g)+\ce{Cu(OH)2}(s)⟶\ce{2H2O}(l)+\ce{Cu}(s)\)
Réponse c: \(\ce{Fe}(s)+\ce{2Ag+}(aq)⟶\ce{Fe^2+}(aq)+\ce{2Ag}(s)\)
Réponse d: agent oxydant = espèce réduite : Cu ² ⁺, Cu (OH) ₂, Ag ⁺
Réponse e: agent réducteur = espèce oxydée : H ₂, H ₂, Fe.

Résumé

Un courant électrique consiste à déplacer une charge. La charge peut se présenter sous forme d'électrons ou d'ions. Le courant circule dans un chemin circulaire ininterrompu ou fermé appelé circuit. Le courant traverse un milieu conducteur en raison d'une différence de potentiel électrique entre deux points d'un circuit. Le potentiel électrique correspond aux unités d'énergie par charge. En unités SI, la charge est mesurée en coulombs (C), le courant en ampères\(\mathrm{\left(A=\dfrac{C}{s}\right)}\) et le potentiel électrique en volts\(\mathrm{\left(V=\dfrac{J}{C}\right)}\).

L'oxydation est la perte d'électrons, et l'espèce oxydée est également appelée agent réducteur. La réduction est le gain d'électrons, et l'espèce réduite est également appelée agent oxydant. Les réactions d'oxydoréduction peuvent être équilibrées en utilisant la méthode des demi-réactions. Dans ce procédé, la réaction d'oxydoréduction est divisée en une demi-réaction d'oxydation et une demi-réaction de réduction. La demi-réaction d'oxydation et la demi-réaction de réduction sont ensuite équilibrées séparément. Chacune des demi-réactions doit avoir le même nombre de chaque type d'atome des deux côtés de l'équation et présenter la même charge totale de chaque côté de l'équation. La charge est équilibrée dans les demi-réactions d'oxydation en ajoutant des électrons sous forme de produits ; dans les demi-réactions de réduction, la charge est équilibrée en ajoutant des électrons comme réactifs. Le nombre total d'électrons obtenus par réduction doit être exactement égal au nombre d'électrons perdus par oxydation lors de la combinaison des deux demi-réactions pour obtenir l'équation équilibrée globale. Pour équilibrer les équations des réactions d'oxydoréduction dans les solutions aqueuses, il faut souvent ajouter ou retirer de l'oxygène ou de l'hydrogène d'un réactif. Dans une solution acide, l'hydrogène est ajouté en ajoutant des ions hydrogène (H ⁺) et éliminé en produisant des ions hydrogène ; l'oxygène est éliminé en ajoutant des ions hydrogène et en produisant de l'eau, et ajouté en ajoutant de l'eau et en produisant des ions hydrogène. Une équation équilibrée en solution basique peut être obtenue en équilibrant d'abord l'équation en solution acide, puis en ajoutant des ions hydroxyde de chaque côté de l'équation équilibrée en nombres tels que tous les ions hydrogène soient convertis en eau.

Lexique

circuit: trajet emprunté par un courant lorsqu'il circule en raison d'une différence de potentiel électrique

actuel: flux de charge électrique ; l'unité de charge SI est le coulomb (C) et le courant est mesuré en ampères\(\mathrm{\left(1\: A=1\:\dfrac{C}{s}\right)}\)

potentiel électrique: énergie par charge ; dans les systèmes électrochimiques, cela dépend de la façon dont les charges sont réparties dans le système ; l'unité SI du potentiel électrique est le volt\(\mathrm{\left(1\: V=1\:\dfrac{J}{C}\right)}\)

méthode de demi-réaction: méthode qui produit une réaction globale d'oxydoréduction équilibrée en divisant la réaction en une « moitié » d'oxydation et une « moitié » de réduction, en équilibrant les deux demi-réactions, puis en combinant la demi-réaction d'oxydation et la demi-réaction de réduction de telle sorte que le nombre d'électrons générés par l'oxydation est exactement annulée par le nombre d'électrons requis par la réduction

demi-réaction d'oxydation: la « moitié » d'une réaction d'oxydoréduction impliquant une oxydation ; la demi-réaction dans laquelle les électrons apparaissent sous forme de produits ; équilibrée lorsque chaque type d'atome, ainsi que la charge, sont équilibrés

demi-réaction de réduction: la « moitié » d'une réaction d'oxydoréduction impliquant une réduction ; la demi-réaction dans laquelle les électrons apparaissent sous forme de réactifs ; équilibrée lorsque chaque type d'atome, ainsi que la charge, sont équilibrés