Équilibrage d'une équation chimique par la méthode des demi-réactions en milieu acide

L'équilibrage d'une équation chimique par la méthode des demi-réactions en milieu acide (oxydo-réduction ou rédox) requiert premièrement de connaître les deux couples des composés qui vont réagir soit en calculant le degré d'oxydation, soit avec la règle du gamma (il faut pour cela connaître les potentiels). On peut ainsi prévoir que l'oxydant du premier couple va réagir avec le réducteur du second couple, ou inversement le réducteur du premier couple va réagir avec l'oxydant du second couple.

Pour un couple de composés, le premier désigné est toujours l'oxydant et le second le réducteur. Ainsi, dans Fe³⁺/Fe²⁺, Fe³⁺ est l'oxydant et Fe²⁺ le réducteur.

Pour équilibrer chaque demi-équation, il faut suivre les règles suivantes dans l'ordre :

1. Équilibrer l'espèce chimique commune chez l'oxydant et le réducteur ;
2. Équilibrer l'élément hydrogène avec des ions H⁺ ;
3. Équilibrer l'élément oxygène avec des molécules H₂O ;
4. Équilibrer en charge en rajoutant des électrons (e-).

Exemple

Soit les couples Fe³⁺ / Fe²⁺ et MnO₄^- / Mn²⁺.

Étape 1

Chaque demi-équation doit être multipliée par le nombre d'électrons de l'autre demi-équation. L'oxydant du couple 1 réagira avec le réducteur du couple 2 (d'après la règle du gamma).

5×  ( Fe²⁺ → Fe³⁺ + e- )

1×  ( MnO₄^- + 5e → Mn²⁺ )

Bilan :

5Fe²⁺ + MnO₄^-→ 5Fe³⁺ + Mn²⁺

Étape 2

Équilibrer les charges avec les H⁺

5Fe²⁺ + MnO₄^-+ 8H⁺ → 5Fe³⁺ + Mn²⁺

Étape 3

Équilibrer les O et les H⁺ avec des H₂O

5Fe²⁺ + MnO₄^- + 8H⁺ → 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O

Étape 4

(aucun électron à ajouter pour cette réaction)

Équation finale

5Fe²⁺ + MnO₄^- + 8H⁺ → 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O

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