La loi de la conservation de la matière énonce que "les atomes ne peuvent être ni créés ni détruits".
Ainsi, lorsqu'une réaction chimique se produit, les produits doivent avoir le même nombre d'atomes que les réactifs.
Au cours d'une réaction chimique, un ensemble de molécules se réarrange en un nouvel ensemble de molécules. Les scientifiques utilisent des équations chimiques pour décrire comment les atomes se réarrangent dans une réaction chimique. Pour cette raison, il faut équilibrer une équation chimique.
- Ce résumé de cours est un guide pour équilibrer les équations chimiques simples et les équations impliquant des composés ioniques.
- Tout d'abord, nous allons définir l'équation chimique.
- Tu apprendras comment les équations équilibrées démontrent la loi de la conservation de la matière, et l'ordre que tu dois suivre pour équilibrer les réactions de combustion des composés organiques.
- Tu apprendras également ce qu'est le coefficient de réaction et comment ajouter des symboles d'état à une équation équilibrée.
- Tu apprendras à équilibrer une équation chimique oxydoréduction.
- Tu apprendras à équilibrer une équation chimique de combustion.
- Enfin, nous nous intéresserons aux ions spectateurs et à la manière de les traiter dans une équation ionique.
Équation chimique : Équation de réaction
Les équations chimiques nous indiquent quelles substances sont utilisées et ce qu'elles deviennent dans une réaction.
Mais que faire si tu veux savoir quelle quantité de chaque substance réagit ?
Comme dans l'exemple du monoxyde d'azote \( NO \) et l'ozone \( O_3 \) qui produisent du dioxyde d'azote \( NO_2 \) et de l'oxygène \( O_2 \) , y a-t-il une quantité égale du monoxyde d'azote et de l'ozone qui réagit, ou y a-t-il plus de l'un ou de l'autre ?
L'utilisation d'équations chimiques peut nous aider à comprendre cela !
Fig. 1- Dans une réaction chimique, un ensemble de molécules se réarrange en un nouvel ensemble de molécules.
L'équation chimique pour la même réaction est la suivante :
$$ NO + O_3 \rightarrow NO_2 + O_2 $$
Tu auras remarqué que certaines substances ne sont pas précédées de chiffres. S'il n'y a pas de chiffre devant une substance, nous supposons toujours qu'elle est " \( 1 \) ". Nous plaçons des chiffres devant chaque substance impliquée dans une réaction pour indiquer le rapport d'unités de chaque substance. S'il n'y a pas de chiffre, nous supposons qu'il s'agit d'un " \( 1 \) ".
Ne t'inquiète pas si tu ne sais pas d'où viennent ces nombres ou pourquoi ce sont des \( 2 \) et non des \( 3 \) ou des \( 4 \) ! Nous apprendrons tout cela plus tard.
Comment équilibrer une équation chimique ?
Apprendre à équilibrer des équations chimiques est une compétence essentielle en chimie.
Le magnésium métallique brûle dans l'oxygène pour produire de l'oxyde de magnésium.
Il serait peut-être plus facile de commencer par une équation avec des mots qui ressemble à ceci :
$$ Magnésium + oxygène \rightarrow Oxyde \space de \space magnésium$$
Conseil n°1 :
Dans une équation chimique, tu dois représenter chaque substance par sa formule chimique.
$$ Mg + O_2 \rightarrow MgO $$
Mais notre équation n'est pas encore équilibrée. Peux-tu en trouver la raison ?
N'oublie pas que dans une réaction chimique, les produits doivent avoir le même nombre d'atomes que les réactifs.
Nous avons deux atomes d'oxygène qui entrent dans la réaction, mais un seul en sort. Comment peut-on équilibrer l'équation ?
Conseil n°2 :
Tu ne dois jamais essayer d'équilibrer une équation chimique en changeant les formules.
Nous ne pouvons pas réécrire le produit \( MgO_2 \) comme car il n'existe pas !
Nous pouvons équilibrer l'équation en écrivant un grand \( 2 \) devant la formule. Maintenant, notre équation ressemble à ceci :
$$ Mg + O_2 \rightarrow 2MgO $$
Conseil n°3 :
Tu dois équilibrer les équations en ajoutant des chiffres devant les formules.
Notre équation est-elle équilibrée ? Il semble que nous ayons maintenant deux atomes de magnésium dans notre produit mais un seul dans les réactifs. Ne t'inquiète pas, nous pouvons corriger cela en ajoutant un autre grand \( 2 \) devant la formule du magnésium.
$$ 2Mg + O_2 \rightarrow 2MgO $$
Bravo, tu as équilibré l'équation !
Étapes pour équilibrer une équation chimique
Tu peux équilibrer la plupart des équations chimiques en suivant la méthode ci-dessus. Voici une liste des étapes que nous avons suivies pour équilibrer l'équation.
- Écris les formules de tous les éléments de la réaction.
- Compte le nombre d'atomes pour chaque élément des deux côtés de l'équation.
- Équilibre les atomes un par un en ajoutant un coefficient de réaction devant les formules jusqu'à ce que l'équation soit équilibrée.
- Utilise les symboles d'état corrects dans l'équation.
Commence par l'élément qui a le plus d'atomes dans l'équation.
Nous équilibrons l'oxygène en dernier car il existe sous forme de \( O_2 \) .
Qu'est-ce qu'un coefficient de réaction ?
Les coefficients de réaction sont les gros chiffres que nous mettons devant les formules lorsque nous équilibrons les équations chimiques. Ils indiquent le rapport entre les échantillons qui réagissent et les produits qu'ils forment. Ils n'indiquent pas la quantité réelle de substance ou le nombre de moles. Les coefficients de réaction nous permettent de savoir comment les substances réagissent.
Que sont les symboles d'état ?
Les symboles d'état paraissent souvent entre parenthèses à côté de chaque formule dans une équation chimique. Ils t'indiquent l'état physique d'une substance. Tu trouveras ci-dessous les quatre symboles d'état et leur signification.
| Symbole de l'État | Signification |
| \( (s) \) | La substance est un solide |
| \( (l) \) | La substance est un liquide |
| \( (g) \) | La substance est un gaz |
| \( (aq) \) | La substance est une solution aqueuse. Cela signifie qu'elle est une solution dans l'eau. |
Voici un exemple d'équation chimique avec des symboles d'état. Il montre la réaction lorsque du magnésium solide est brûlé dans de la vapeur pour produire un solide blanc, de l'oxyde de magnésium et du gaz d'hydrogène.
$$ Mg_{(s)} + H_2O_{(g)} \rightarrow MgO_{(s)} + H_{2(g)}$$
Fiche méthode : Équilibrer une équation chimique
Équation de combustion
La combustion est une réaction qui consiste à brûler un combustible tel que le charbon, le gaz ou l'essence, généralement en présence d'oxygène. Elle est exothermique, ce qui signifie qu'elle libère beaucoup d'énergie dans l'environnement sous forme de chaleur.
Équilibrer une équation chimique de combustion
Nous utilisons une méthode légèrement différente pour équilibrer les réactions de combustion des composés organiques.
Le propane \( C_3H_8 \) réagit avec le dioxygène \( O_2 \) de l'air pour donner le dioxyde de carbone \( CO_2 \) et la vapeur d'eau \( H_2O \) .
Essayons d’écrire et équilibrer l’équation chimique de combustion du propane.
| 1. Écris, sous forme littérale, le bilan de la réaction chimique en plaçant les réactifs à gauche de la flèche et les produits à droite. | $$ propane + dioxygène \rightarrow dioxyde de carbone + eau $$ |
| 2. Remplace le nom de chaque molécule par sa formule | $$C_3H_8 + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O $$ |
| 3. Compte les atomes de chaque sorte avant et après la réaction. | Avant3 atomes de carbone8 atomes d'hydrogène2 atomes d'oxygène | Après1 atome de carbone2 atomes d'hydrogène3 atomes d'oxygène |
| 4. Choisis un type d'atome (ici l'hydrogène) et trouve le nombre de molécules qui sont nécessaires pour que la conservation de l'atome d'hydrogène soit respectée.À gauche, il y a \( 8 \) atomes H. Il est donc nécessaire d'avoir 4 molécules d'eau à droite pour avoir \( 8 \) atomes d'hydrogène à droite | |
| 5. Recompte les atomes. | \( 3 \) atomes de carbone 8 atomes d'hydrogène 2 atomes d'oxygène | \( 1 \) atome de carbone8 atomes d'hydrogène 6 atomes d'oxygène |
| 6. Reprends l’étape \( 4 \) avec l’atome de carbone | |
| 7. Recompte les atomes. | 3 atomes de carbone 8 atomes d'hydrogène 2 atomes d'oxygène | 3 atomes de carbone8 atomes d'hydrogène 10 atomes d'oxygène |
| 8. Équilibrons les atomes d'oxygène. À droite, nous comptons 10 atomes d'oxygène (6 dans le 3 \( CO_2 \) et 4 dans le 4 \( H_2O \) ). Donc 10 à gauche : on écrit 5 \( O_2 \) | | |
| Équilibrons les atomes d'oxygène. À droite, nous comptons | 3 atomes de carbone 8 atomes d'hydrogène 10 atomes d'oxygène | 3 atomes de carbone8 atomes d'hydrogène 6 atomes d'oxygène |
L’équation est équilibrée ! $$ C_3H_8 + 5O_2 \rightarrow 3CO_2 + 4H_2O $$Équilibrer une équation chimique : Oxydoréduction
Équilibrer une équation d'oxydoréduction n'est pas si complexe si tu as une bonne méthode.
Pour équilibrer une équation d’oxydoréduction, il faut au préalable équilibrer chacune des demi-équations.
Prenons l'exemple de la réaction entre les couples \( Cr_2O_7^{2-} /Cr^{3+} \) et \( Fe^{3+} /Fe^{2+} \) qui a lieu en milieu acide.
Les étapes pour équilibrer cette réaction s'appliquent à toute réaction d’oxydoréduction.
La règle de gamma prévoit une réaction spontanée entre l'oxydant le plus fort l'ion \( Cr_2O_7^{2-} \) et le réducteur le plus fort, l'ion \( Fe^{2+} \)
La réaction spontanée entre deux couples redox \( M_1^{n+}/M_1 \) et \( M_2^{n+} /M_2 \) a lieu entre l'oxydant le plus fort et le réducteur le plus fort.
Ceci est prévu par la règle du gamma.
| Demi-équation de réduction | |
Équilibrer les atomes de l'élément qui a subi la réduction | $$ Cr_2O_7^{2-} + ...... \rightarrow 2 Cr^{3+} + ...... $$ |
Équilibrer les atomes d'oxygènes en ajoutant des molécules d’eau \( H_2O \) | $$Cr_2O_7^{2-} + ......... \rightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O$$ |
| Équilibrer les atomes d'hydrogènes en ajoutant des ions \( H^+ \) | $$Cr_2O_7^{2-} + 14H^+ \rightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O $$ |
Équilibrer les charges en ajoutant des électrons | $$Cr_2O_7^{2-} + 14H^+ + 6e^- \rightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O$$ |
| Demi-équation d'oxydation | |
| Équilibrer les atomes de l'élément oxydé | $$Fe^{2+} + ...... \rightarrow Fe^{3+} + ......$$ |
| Équilibrer les charges en ajoutant des électrons | $$Fe^{2+} + ...... \rightarrow Fe^{3+} + e^-$$ |
| Multiplier les deux-équations, respectivement par deux nombres a et b, les plus possibles, tel que le nombre d'électrons gagnes durant la réaction de réduction soit égal au nombre d'électrons perdus durant la réaction d'oxydation, puis on les additionne. | $$Cr_2O_7^{2-} + 14H^+ + 6e^- \rightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O ( \times 1) $$$$Fe^{2+} + ..... \rightarrow Fe^{3+} +e^- ( \times 6)$$ |
| Vérifier que l'équation-bilan est bien équilibrée. | $$Cr_2O_7^{2-} + 6Fe^{2+} + 14H^+ \rightarrow 2Cr^{3+} + 6Fe^{3+} + 7H_2O $$ |
Équilibrer une équation chimique avec des ions : cours
Les composés ioniques se dissolvent facilement dans l'eau. Lorsque cela se produit, les ions se séparent et flottent librement. Les ions négatifs sont attirés par les atomes d'hydrogène partiellement positifs et les ions positifs sont attirés par les atomes d'oxygène partiellement négatifs. Nous appelons cet effet la dissociation ionique.
Nous écrivons des équations ioniques pour les réactions qui ont lieu dans les solutions aqueuses. Pour équilibrer une équation ionique, il faut commencer par une équation moléculaire ordinaire équilibrée.
Pour équilibrer une équation ionique, il est nécessaire de connaître les formules des composés ioniques courants et leurs charges. Voici une liste de certains d'entre eux que tu peux rencontrer dans les examens.
Ions positifs | | Charge |
Ammonium | \( NH_4^+ \) | \( 1+ \) |
Potassium | \( K^+ \) | \( 1+ \) |
Sodium | \( Na^+ \) | \( 1+ \) |
Calcium | \( Ca^{2+} \) | \( 2+ \) |
Magnésium | \( Mg^{2+} \) | \( 2+ \) |
Cuivre | \( Cu^{2+} \) | \( 2+ \) |
Fer | \( Fe^{3+} \) | \( 3+ \) |
Aluminium | \( Al^{3+} \) | \( 3+\) |
Ions négatifs | | Charge |
Chlorure | \( Cl^- \) | \( 1- \) |
| Bromure | \( Br^- \) | \( 1- \) |
| Iodure | \( I^- \) | \( 1- \) |
| Hydroxyde | \( HO^- \) | \( 1- \) |
| Nitrate | \( NO_3^- \) | \( 1- \) |
| Oxyde | \( O^{2-} \) | \( 2- \) |
| Carbonate | \( CO_3^{2-} \) | \( 2- \) |
| Sulfate | \( SO_4^{2-} \) | \( 2- \) |
Observe l'exemple suivant.
Une solution aqueuse de chlorure de sodium et de nitrate d'argent réagit pour former un solide blanc, le chlorure d'argent. Tu trouveras ci-dessous l'équation moléculaire de cette réaction.
$$NaCl_{(aq)} + AgNO_{3(aq)} \rightarrow NaNO_{3(aq)} + AgCl_{(s)} $$
Conseil :
Tu dois montrer la dissociation des ions dans la solution aqueuse. Nous appelons cela une équation ionique complète.
$$ Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)} + Ag^+_{(aq)} +NO_{3(aq)}^- \rightarrow Na^+_{(aq)} + NO_{3(aq)}^- + AgCl_{(s)} $$
Mais attends ! As-tu remarqué que les ions sodium et nitrate ne font pas grand-chose dans cette réaction ? Ils paraissent inchangés des deux côtés de l'équation. C'est comme s'ils restaient là à regarder l'argent et le chlorure former de nouvelles liaisons. On les appelle des ions spectateurs.
Les ions spectateurs se dissocient dans une solution mais ne prennent pas part à une réaction chimique.
Dans une réaction chimique, tous les ions ne réagissent pas. Certains d'entre eux sont des ions spectateurs. Comme le sodium et le nitrate dans cet exemple, ils regardent la réaction se dérouler.
Conseil :
Lorsque tu équilibres des équations ioniques, laisse les ions spectateurs de côté. Ne montre que les ions qui réagissent. Nous appelons cela l'équation ionique nette.
$$ Cl^-_{(aq)} + Ag^+_{(aq)} \rightarrow AgCl_{(s)} $$
Bravo, tu as équilibré l'équation ionique !
Équilibrer une équation chimique avec des ions
La méthode d'équilibrage des équations ioniques suit les étapes de l'exemple ci-dessus. Voici comment procéder.
- Écris l'équation moléculaire équilibrée en indiquant les formules de tous les réactifs et produits.
- Ajoute les symboles d'état.
- Sépare les composés aqueux en leurs ions.
- Annule tous les ions spectateurs.
- Réécris l'équation ionique avec seulement les ions qui réagissent.
L'équilibrage des équations chimiques est une partie essentielle de la chimie. Pour maîtriser cette compétence, il faut s'entraîner ! Vois si tu peux équilibrer les exemples des flashcards.
Équations équilibrées - Points clés
- La loi de la conservation de la matière stipule que les atomes ne peuvent être ni créés ni détruits.
- Les équations chimiques équilibrées démontrent la loi de la conservation de la matière.
- Une équation chimique équilibrée doit comporter le même nombre d'atomes de chaque élément des deux côtés de l'équation.
- Tu dois utiliser des formules pour représenter les substances dans une équation chimique.
- Tu ne peux pas réécrire les formules pour équilibrer les équations chimiques.
- Tu dois équilibrer une équation chimique en ajoutant un coefficient de réaction devant les formules.
- Tu dois utiliser les bons symboles d'état dans une équation équilibrée.
- Les symboles d'état indiquent dans quel état se trouve une substance : (l) pour liquide, (s) pour solide, (g) pour gaz et (aq) pour solution aqueuse.
- La dissociation ionique se produit lorsqu'un composé ionique se dissout dans l'eau.
- Nous écrivons des équations ioniques pour les réactions qui ont lieu dans des solutions aqueuses.
- Les ions spectateurs se dissocient dans une solution mais ne participent pas à une réaction chimique.
- Une équation ionique équilibrée ne montre que les ions qui réagissent. Elle ne montre pas les ions spectateurs.
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