Comment équilibrer les réactions d’oxydo-réductionÉquilibrer les atomes d’hydrogène en ajoutant H à l’opposé de l’équation. Comme vous l’avez fait avec les atomes d’oxygène, déterminez le nombre d’atomes d’hydrogène de chaque côté de l’équation. Ensuite, équilibrez en ajoutant des atomes H au côté qui a le moins d’atomes jusqu’à ce que les deux côtés soient égaux.
Équilibrer tous les éléments de l’équation sauf l’hydrogène et l’oxygène. Après avoir déterminé qu’une réaction d’oxydoréduction se produit, il est temps de l’équilibrer. Commencez par équilibrer tous les éléments de chaque demi-réaction qui ne sont ni hydrogène (H) ni oxygène (O). Celles-ci seront équilibrées dans les étapes suivantes.
Combiner les deux demi-réactions. Inscrivez tous les réactifs du côté gauche de l’équation et t! ous les produits du côté droit de l’équation. Vous remarquerez qu’il y a des termes similaires de chaque côté, y compris H2O, H et e. Vous pouvez annuler des termes similaires, les autres termes laissant une équation équilibrée.
Diviser la réaction en deux demi-réactions. Bien que les demi-réactions soient des réactions hypothétiques, la division de l’équation vous permet de déterminer facilement si une réaction redox se produit. Pour ce faire, prendre le premier réactif et l’écrire comme une demi-réaction avec le produit qui contient l’élément dans le réactif. Prendre ensuite le deuxième réactif et l’écrire comme demi-réaction avec le produit qui contient cet élément.
Apprenez les règles d’attribution de l’état d’oxydation. L’état d’oxydation d’une espèce (chaque élément de l’équation) est un nombre égal au nombre d’électrons qui peuvent être gagnés, perdus ou partagés avec un autre élément p! endant le processus de liaison chimique. Il y a sept règles q! ui vous permettent de déterminer l’état d’oxydation d’un élément. Elles doivent être suivies dans l’ordre indiqué ci-dessous. En cas de conflit entre deux règles, utilisez la première règle pour affecter l’état d’oxydation (OS).
Vérifiez deux fois que chaque côté de votre équation a une charge nulle. Lorsque vous avez terminé l’équilibrage, vérifiez que les charges sont équilibrées de chaque côté de l’équation. Les charges (état d’oxydation de tous les éléments) de chaque côté de l’équation doivent être égales à zéro.
Vérifiez deux fois que chaque côté de votre équation a la même charge. Lorsque vous avez terminé l’équilibrage, vérifiez que les charges sont équilibrées de chaque côté de l’équation. Les frais de chaque côté de l’équation devraient être les mêmes.
Combiner les deux demi-réactions. Inscrivez tous les réactifs du côté gauche de l’équation et tous les produits du! côté droit de l’équation. Vous remarquerez qu’il y a des termes similaires de chaque côté, y compris H2O, H et e. Vous pouvez annuler des termes similaires, les autres termes laissant une équation équilibrée.
Équilibrer les atomes d’hydrogène en ajoutant H à l’opposé de l’équation. Comme vous l’avez fait avec les atomes d’oxygène, déterminez le nombre d’atomes d’hydrogène de chaque côté de l’équation. Ensuite, équilibrez en ajoutant des atomes H au côté qui a le moins d’atomes jusqu’à ce que les deux côtés soient égaux.
Équilibrer les atomes d’oxygène en ajoutant H2O au côté opposé de la réaction. Déterminez le nombre d’atomes d’oxygène de chaque côté de l’équation. Équilibrer l’équation en ajoutant des molécules d’eau sur le côté qui a moins d’atomes d’oxygène jusqu’à ce que les deux côtés soient égaux.
Déterminer si une espèce est oxydée et une autre est réduite! . En examinant les états d’oxydation de chaque espèce dans votre de! mi réaction, déterminez si une espèce est oxydée (l’état d’oxydation augmente), tandis que l’autre espèce est réduite (l’état d’oxydation diminue).
Diviser la réaction en deux demi-réactions. L’équilibrage dans une solution de base suit les mêmes étapes que ci-dessus, avec une étape supplémentaire à la fin. Encore une fois, votre équation devrait déjà être divisée en deux demi-réactions à partir de l’étape précédente qui consistait à déterminer si une réaction redox se produisait ou non. Si on vous a déjà dit qu’il s’agissait d’une réaction d’oxydoréduction, la première étape consiste à la diviser en deux demi-réactions. Pour ce faire, prendre le premier réactif et l’écrire comme une demi-réaction avec le produit qui contient l’élément dans le réactif. Prendre ensuite le deuxième réactif et l’écrire comme une demi-réaction avec le produit qui contient cet élément.
Multipliez chaque demi! -réaction par un facteur d’échelle pour que les électrons soient égaux dans les deux demi-réactions. Les électrons des deux côtés de l’équation doivent être égaux de sorte que lorsque les demi-réactions sont additionnées, les électrons s’annulent. Multipliez la réaction par le facteur commun le plus bas des électrons pour les rendre identiques.
Égalisez les charges en ajoutant des électrons au bon côté de l’équation. Après avoir équilibré les hydrogènes et les oxygènes, un côté de votre équation sera plus positif que l’autre. Ajoutez suffisamment d’électrons au côté de chaque équation qui est plus positif pour que la charge soit égale à zéro.
Équilibrer les atomes d’oxygène en ajoutant H2O au côté opposé de la réaction. Déterminez le nombre d’atomes d’oxygène de chaque côté de l’équation. Équilibrer l’équation en ajoutant des molécules d’eau sur le côté qui a moins d’atomes d’oxygèn! e jusqu’à ce que les deux côtés soient égaux.
Multipliez ch! aque demi-réaction par un facteur d’échelle pour que les électrons soient égaux dans les deux demi-réactions. Les électrons des deux côtés de l’équation doivent être égaux de sorte que lorsque les demi-réactions sont additionnées, les électrons s’annulent. Multipliez la réaction par le facteur commun le plus bas des électrons pour les rendre identiques.
Assigner des états d’oxydation à chaque élément de l’équation. En utilisant les sept règles d’attribution des états d’oxydation, déterminer l’état d’oxydation de chaque espèce dans l’équation chimique donnée. Bien qu’un composé puisse être neutre, les éléments qui le composent auront un état d’oxydation chargé. N’oubliez pas de suivre les règles dans l’ordre.
Équilibrer tous les éléments de l’équation sauf l’hydrogène et l’oxygène. Après avoir déterminé qu’une réaction d’oxydoréduction se produit, il est temps de l’équilibrer. ! Commencez par équilibrer tous les éléments de chaque demi-réaction qui ne sont ni hydrogène (H) ni oxygène (O). Celles-ci seront équilibrées dans les étapes suivantes.
Diviser la réaction en deux demi-réactions. Votre équation devrait déjà être divisée en deux demi-réactions à partir de l’étape précédente qui consistait à déterminer si une réaction redox se produisait ou non. Si on vous a déjà dit qu’il s’agissait d’une réaction d’oxydoréduction, la première étape consiste à la diviser en deux demi-réactions. Pour ce faire, prendre le premier réactif et l’écrire comme une demi-réaction avec le produit qui contient l’élément dans le réactif. Prendre ensuite le deuxième réactif et l’écrire comme une demi-réaction avec le produit qui contient cet élément.
Égalisez les charges en ajoutant des électrons au bon côté de l’équation. Après avoir équilibré les hydrogènes et les oxygènes, un côté de ! votre équation sera plus positif que l’autre. Ajoutez suffisamment d! ’électrons au côté de chaque équation qui est plus positif pour que la charge soit égale à zéro.
Équilibrer les ions hydrogène positifs avec les ions hydroxyle négatifs. Parce que vous voulez équilibrer dans une solution basique, vous voulez annuler les ions hydrogène. Ajouter un nombre égal d’ions OH pour équilibrer les ions H. Lorsque vous ajoutez des ions OH, vous devez ajouter le même nombre aux deux côtés de l’équation.
