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Sauter à un chapitre clé
- Cet article est consacré aux demi-équations en chimie physique.
- Nous allons d'abord définir ce qu'est une demi-équation.
- Nous apprendrons ensuite à écrire des demi-équations, en nous aidant des états d'oxydation.
- Ensuite, nous combinerons les demi-équations pour créer une équation d'oxydoréduction globale.
- Tu pourras mettre tes connaissances en pratique à l'aide de nos exemples pratiques.
Définition d'une demi-équation
Lesdemi-équations sont des équations qui représentent la moitié d'une réaction d'oxydoréduction.
Les réactions d'oxydoréduction se composent de deux processus : l'oxydation et la réduction. Les demi-équations montrent chaque processus séparé en termes de mouvement d'électrons. Une demi-équation montre le processus d'oxydation, qui est la perte d'électrons, tandis que l'autre montre le processus de réduction, qui est le gain d'électrons.
Consulte Redox pour un examen plus approfondi de l'oxydation et de la réduction.
Étapes des demi-équations
Pour écrire des demi-équations, nous considérons séparément les processus d'oxydation et de réduction impliqués dans l'équation d'oxydoréduction. Nous choisissons une espèce qui est oxydée ou réduite et nous formons une nouvelle équation pour montrer comment elle change. Nous ajoutons des électrons pour montrer les processus d'oxydation et de réduction, et nous ajoutons éventuellement des molécules d'eau ou des ions hydrogène pour équilibrer l'équation.
Ces étapes constituent un guide pratique :
- Choisis les réactifs et les produits impliquant une espèce particulière dans l'équation globale d'oxydoréduction. C'est le début de ta première demi-équation.
- Équilibre les éléments de cette nouvelle équation, à part l'oxygène et l'hydrogène. Les demi-équations doivent être équilibrées - tu dois avoir le même nombre de moles de chaque élément des deux côtés de l'équation.
- Ajoute ensuite des molécules d'eau (H2O) pour équilibrer le nombre d'atomes d'oxygène de chaque côté de l'équation.
- Ajoute ensuite des ions hydrogène (H+) pour équilibrer le nombre d'atomes d'hydrogène de chaque côté de l'équation.
- Enfin, ajoute des électrons (e-) pour équilibrer les charges de chaque côté de l'équation.
- Répète le processus avec les autres espèces impliquées dans la réaction pour créer ta deuxième demi-équation.
Les trois seules choses que tu peux ajouter aux demi-équations, en plus du réactif ou du produit, sont l'eau (H2O), les ions hydrogène (H+) et les électrons (e-). Tu ne peux pas ajouter en douce de l'oxygène gazeux (O2), par exemple. Tu dois aussi noter que certaines réactions d'oxydoréduction peuvent impliquer plus de deux demi-équations - le nom peut être un peu trompeur ! Cependant, il est peu probable que tu rencontres ces réactions lors de tes examens.
Prêt à essayer ? Voici quelques exemples.
Exemples de demi-équations d'oxydoréduction
Entraînons-nous maintenant à écrire des demi-équations pour des réactions de la vie réelle, en utilisant la méthode que nous avons apprise ci-dessus. Nous allons commencer par une simple réaction d'oxydoréduction entre le brome gazeux et les ions iodure.
Écris les demi-équations pour la réaction de déplacement entre les ions brome et iodure. L'équation non équilibrée est donnée ci-dessous :
\(Br_2+I^-\rightarrow I_2+Br^- \)
Choisissons d'abord un réactif. Commençons par le brome. Le brome (Br2) réagit pour former des ions bromure (Br-) :
\(Br_2\rightarrow Br^- \)
Cette équation n'est pas équilibrée. Il y a deux Br à gauche, mais un seul à droite. Pour l'équilibrer, nous devons doubler le nombre d'ions bromure :
\(Br_2\rightarrow 2Br^- \)
Il n'y a pas d'atomes d'oxygène ou d'hydrogène dans l'équation, nous n'avons donc pas besoin d'ajouter de molécules d'eau ou d'ions hydrogène pour l'équilibrer. Cependant, nous devonséquilibrer les charges des deux côtés de l'équation. Le côté gauche a une charge de +0, tandis que le côté droit a une charge de 2(-1), soit -2. Pour équilibrer les charges dans l'équation, nous devons ajouter une charge de -2 au côté gauche. Cela signifie que nous devons ajouter deux électrons négatifs :\(Br_2+2e^-\rightarrow 2Br^- \)
Les deux côtés ont maintenant le même nombre de chaque élément et la même charge. La demi-équation est équilibrée. Mais nous n'avons pas terminé. Nous devons maintenant écrire une deuxième demi-équation pour l'iode.
Dans cette réaction, les ions iodure réagissent pour former de l'iode :
\(I^-\rightarrow I_2\)
En équilibrant l'équation en fonction de I, on obtient ce qui suit :
\(2I^-\rightarrow I_2\)
Cette fois, la charge du côté gauche de l'équation est 2(-1) = -2, et la charge du côté droit est +0. Cela signifie que nous devons ajouter deux électrons négatifs au côté droit :
\(2I^-\rightarrow I_2+2e^- \)
Une fois de plus, cette équation est maintenant équilibrée en termes d'éléments et de charges. Tes deux demi-équations sont complètes.
Peux-tu dire quelle espèce a été oxydée et laquelle a été réduite ? Ici, le brome gagne des électrons et est réduit, tandis que les ions iodure perdent des électrons et sont donc oxydés.
Tu peux aussi écrire des demi-équations en tenant compte du changement d'état d'oxydation des espèces. Nous t'expliquons également cette méthode.
Écris les demi-équations pour la même réaction de déplacement entre les ions brome et iodure en utilisant les changements d'état d'oxydation.
Une fois de plus, nous commencerons par considérer le brome. Dans cette réaction, le brome (Br2) réagit pour former des ions bromure (Br-). Si nous équilibrons le nombre de brome de chaque côté, nous obtenons ce qui suit :
\(Br_2\rightarrow 2Br^-\)
Maintenant, regarde les états d'oxydation des deux espèces. Br2 est un élément non combiné, et chaque Br qu'il contient a donc un état d'oxydation de 0. D'autre part, Br- est un ion avec une charge de -1, et dans cette espèce, Br a donc un état d'oxydation de -1. Regarde comment l'état d'oxydation de Br est passé du côté gauche de l'équation au côté droit : il a diminué de 1. Chaque Br dans Br2 doit gagner un électron pour devenir Br-. Nous pouvons ajouter cet électron supplémentaire au côté gauche de l'équation. Mais comme il y a deux Br dans Br2, nous devons ajouter deux électrons au côté droit de l'équation :
\N(Br_2+2e^ \NFlèche droite 2Br^- \N)
C'est notre première demi-équation. Nous pouvons également appliquer le même processus à la deuxième demi-équation, impliquant l'iode. Nous commençons par les ions iodure (I-) qui réagissent pour former de l'iode (I2) :
\(2I^-\rightarrow I_2\)
L'état d'oxydation de I dans I- est de -1, tandis que l'état d'oxydation de I dans I2 est de 0. Dans cette réaction, l'état d'oxydation de I augmente de 1. Cela signifie que chaque I perd un électron ; nous pouvons ajouter cet électron supplémentaire au côté droit de l'équation. Mais encore une fois, note que nous commençons avec 2 I-, et que nous devons donc ajouter deux électrons au côté droit de l'équation :
\(2I^-\rightarrow I_2+2e^- \)
C'est notre réponse finale.
Quelle que soit la méthode choisie, tu devrais obtenir les mêmes demi-équations pour une réaction d'oxydoréduction particulière. N'hésite pas à essayer les deux techniques pour trouver celle qui te convient le mieux.
Voici un autre exemple. Celui-ci est un peu plus délicat. Essaie-le et vérifie ta réponse par rapport à la solution que nous avons trouvée.
Écris les demi-équations de la réaction entre les ions manganate(VII) et les ions fer(II) pour former des ions manganèse(II) et des ions fer(III). L'équation non équilibrée est donnée ci-dessous :
\(MnO_4^- + Fe^{2+} + H^+ \rightarrow Mn^{2+} + Fe^{3+} + H_2O\)
Commençons par le fer. Dans cette réaction, les ions Fe2+ se transforment en ions Fe3+ : \(Fe^{2+}\rightarrow Fe^{3+} + e^-\)Pour équilibrer les charges, nous devons ajouter un électron au côté droit de l'équation :
\N- (Fe^{2+} \N- Fe^{3+} + e^-\N)
Les deux éléments et les deux charges sont équilibrés ; voilà notre première demi-équation terminée. Nous allons maintenant examiner l'ion manganate. Voici notre équation de départ :
\(MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+}\)
Il y a le même nombre de Mn de chaque côté de l'équation, nous n'avons donc pas besoin de nous en préoccuper. Cependant, il y a quatre oxygènes (O) dans le côté gauche, mais aucun dans le côté droit. Nous devons équilibrer l'équation en ajoutant plus de O au côté droit. Rappelle-toi que les seules substances que nous pouvons ajouter aux demi-équations sont l'eau (H2O), les ions hydrogène (H+) et les électrons (e-). Donc, pour ajouter plus d'oxygène au côté droit, nous devons inclure un peu deH2O. Nous avons besoin de 4 O, donc nous ajoutons 4H2O:
\(MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O\)
Nous rencontrons maintenant un autre problème : il y a 8 hydrogènes (H) sur le côté droit de l'équation, mais aucun sur le côté gauche. Heureusement pour nous, les ions hydrogène (H+) sont l'une des espèces que nous sommes autorisés à ajouter aux demi-équations. Par conséquent, nous ajoutons 8 H+ au côté gauche :
\(MnO_4^- + 8H^+\rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O\)
Nous avons presque terminé. Cependant, les charges ne sont pas équilibrées : Il y a une charge globale de +7 sur le côté gauche, mais seulement +2 sur le côté droit. Pour que les charges soient égales, nous ajoutons 5 électrons négatifs au côté gauche :
\(MnO_4^- + 8H^+ + 5e^-\rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O\)
Vérifie une dernière fois l'équation pour t'assurer que le nombre de moles de chaque élément et la charge globale sont équilibrés de chaque côté de l'équation. Dans ce cas, tout semble parfait. Bravo, nous avons écrit nos deux demi-équations.
Combinaisons de demi-équations
Dans ton examen, on peut aussi te demander de combiner deux demi-équations pour obtenir une équation globale d'oxydoréduction. C'est beaucoup plus simple que d'écrire des demi-équations. Tu remarqueras que dans les équations d'oxydoréduction, on ne voit pas d'électrons. Pour former une équation globale d'oxydoréduction, nous combinons des multiples des deux demi-équations de façon à ce que les électrons s'annulent.
Voici les étapes que tu dois suivre :
- Multiplie chacune des demi-équations par une constante afin qu'elles présentent toutes deux le même nombre d'électrons.
- Additionne les demi-équations pour créer une équation d'oxydoréduction globale.
- Annule les électrons et toutes les autres espèces qui apparaissent des deux côtés de l'équation.
Tu es prêt à essayer ? Utilisons les deux demi-équations que nous avons écrites ci-dessus pour la réaction entre les ions manganate(VII) et fer(II).
Combine les deux demi-équations suivantes pour créer une équation d'oxydoréduction globale :
\N(Fe^{2+} \NFe^{3+} + e^-\N)
\N- (MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \N- Mn^{2+} + 4H_2O\N)
Jette un coup d'œil aux deux demi-équations. La première n'a qu'un électron sur le côté droit, tandis que la seconde en a cinq sur le côté gauche. Nous devons multiplier chacune des demi-équations par une constante afin qu'elles comportent toutes deux le même nombre d'électrons. La façon la plus simple d'y parvenir est de multiplier la première équation par 5. De cette façon, les deux équations comporteront cinq électrons :
\(5Fe^{2+} \rightarrow 5Fe^{3+} + 5e^-\)
Nous allons maintenant additionner les deux réactions pour former une équation d'oxydoréduction globale. Ajoute tous les réactifs des deux demi-équations au côté gauche de cette nouvelle équation d'oxydoréduction, et ajoute tous les produits à droite :
\(5Fe^{2+} + MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow 5Fe^{3+} + 5e^-+ Mn^{2+} + 4H_2O\)
Tu verras que les électrons s'annulent. Nous pouvons les supprimer, ce qui nous donne notre réponse finale :
\(5Fe^{2+} + MnO_4^- + 8H^+ +\cancel {5e^-}\rightarrow 5Fe^{3+} + \cancel {5e^-}+ Mn^{2+} + 4H_2O\)
\(5Fe^{2+} + MnO_4^- + 8H^+ \crightarrow 5Fe^{3+} + Mn^{2+} + 4H_2O\)
Il est toujours bon de vérifier que ton équation globale d'oxydoréduction est équilibrée. Le nombre de moles de chaque élément et la charge globale sont-ils les mêmes des deux côtés de l'équation ? Si ce n'est pas le cas, c'est que quelque chose n'a pas fonctionné.
Demi-équations - Ce qu'il faut retenir
- Lesdemi-équations sont des équations qui montrent la moitié d'une réaction d'oxydoréduction. Chaque demi-équation montre le processus individuel d'oxydation ou de réduction en termes de mouvement des électrons.
- Pour écrire des demi-équations, tu dois suivre les étapes suivantes :
- Choisis tous les réactifs et produits impliquant une certaine espèce dans l'équation d'oxydoréduction originale.
- Équilibre les éléments dans cette nouvelle équation en ajoutant plus de réactifs ou de produits de part et d'autre de l'équation. Tu peux aussi ajouter de l'eau (H2O) et des ions hydrogène (H+).
- Équilibre les charges dans l'équation en ajoutant des électrons (e-).
- Répète le processus avec les autres espèces impliquées dans la réaction pour créer ta deuxième demi-équation.
- Lorsque tu écris des demi-équations, tu dois t'assurer que le nombre de moles de chaque élément et la charge globale sont équilibrés de chaque côté de l'équation.
- Les seules espèces que tu peux ajouter aux demi-équations sont les réactifs ou les produits, l'eau (H2O), les ions hydrogène (H+) et les électrons (e-).
- Pour combiner des demi-équations, tu dois suivre les étapes suivantes :
- Multiplie chacune des demi-équations par une constante afin qu'elles comportent toutes deux le même nombre d'électrons.
- Additionne les demi-équations pour créer une équation d'oxydoréduction globale.
- Annule les électrons et toutes les autres espèces qui apparaissent des deux côtés de l'équation.
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