Lors de l'équilibrage des réactions redox, la charge électronique globale doit être équilibrée en plus des rapports molaires habituels des réactifs et produits composants. Cet exemple de problème illustre comment utiliser la méthode de demi-réaction pour équilibrer une réaction redox dans une solution.
Équilibrez la réaction redox suivante dans une solution acide:
Cu (s) + HNO3(aq) → Cu2+(aq) + NON (g)
Étape 1: Identifier ce qui est oxydé et ce qui est réduit.
Pour identifier les atomes qui sont réduits ou oxydés, attribuez des états d'oxydation à chaque atome de la réaction.
Pour évaluation:
Cu est passé de l'état d'oxydation 0 à +2, perdant deux électrons. Le cuivre est oxydé par cette réaction.
N est passé de l'état d'oxydation +5 à +2, gagnant trois électrons. L'azote est réduit par cette réaction.
Étape 2: diviser la réaction en deux demi-réactions: oxydation et réduction.
Oxydation: Cu → Cu2+
Réduction: HNO3 → NON
Étape 3: équilibrer chaque demi-réaction à la fois par stœchiométrie et par charge électronique.
Ceci est accompli en ajoutant des substances à la réaction. La seule règle est que les seules substances que vous pouvez ajouter doivent déjà être dans la solution. Il s'agit notamment de l'eau (H2O), H+ ions (en solutions acides), OH- ions (dans les solutions basiques) et électrons.
Commencez par la demi-réaction d'oxydation:
La demi-réaction est déjà équilibrée atomiquement. Pour équilibrer électroniquement, deux électrons doivent être ajoutés du côté produit.
Cu → Cu2+ + 2 e-
Maintenant, équilibrez la réaction de réduction.
Cette réaction nécessite plus de travail. La première étape consiste à équilibrer tous les atomes sauf oxygène et hydrogène.
HNO3 → NON
Il n'y a qu'un seul atome d'azote des deux côtés, donc l'azote est déjà équilibré.
La deuxième étape consiste à équilibrer les atomes d'oxygène. Cela se fait en ajoutant de l'eau sur le côté qui a besoin de plus d'oxygène. Dans ce cas, le côté réactif a trois oxygènes et le côté produit n'a qu'un seul oxygène. Ajouter deux molécules d'eau du côté produit.
HNO3 → NON + 2 H2O
La troisième étape consiste à équilibrer les atomes d'hydrogène. Ceci est accompli en ajoutant H+ ions sur le côté qui a besoin de plus d'hydrogène. Le côté réactif a un atome d'hydrogène tandis que le côté produit en a quatre. Ajouter 3 H+ ions du côté réactif.
HNO3 + 3 H+ → NON + 2 H2O
L'équation est équilibrée atomiquement, mais pas électriquement. La dernière étape consiste à équilibrer la charge en ajoutant des électrons au côté le plus positif de la réaction. Du côté réactif, la charge globale est de +3, tandis que le côté produit est neutre. Pour contrer la charge +3, ajoutez trois électrons du côté réactif.
HNO3 + 3 H+ + 3 e- → NON + 2 H2O
Maintenant, la demi-équation de réduction est équilibrée.
Étape 4: égaliser le transfert d'électrons.
Dans les réactions redox, le nombre d'électrons gagnés doit être égal au nombre d'électrons perdus. Pour ce faire, chaque réaction est multipliée par des nombres entiers pour contenir le même nombre d'électrons.
La demi-réaction d'oxydation a deux électrons tandis que la demi-réaction de réduction a trois électrons. Le plus petit dénominateur commun entre eux est de six électrons. Multipliez la demi-réaction d'oxydation par 3 et la demi-réaction de réduction par 2.
3 Cu → 3 Cu2+ + 6 e-
2 HNO3 + 6 H+ + 6 e- → 2 NO + 4 H2O
Étape 5: Recombinez les demi-réactions.
Ceci est accompli en additionnant les deux réactions ensemble. Une fois qu'ils sont ajoutés, annulez tout ce qui apparaît des deux côtés de la réaction.
3 Cu → 3 Cu2+ + 6 e-
+ 2 HNO3 + 6 H+ + 6 e- → 2 NO + 4 H2O
3 Cu + 2 HNO3 + 6H+ + 6 e- → 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O + 6 e-
Les deux côtés ont six électrons qui peuvent être annulés.
3 Cu + 2 HNO3 + 6 H+ → 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O
La réaction redox complète est maintenant équilibrée.
3 Cu + 2 HNO3 + 6 H+ → 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O
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