Exemple de problème d'équilibre de réaction redox

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: Identifiez ce qui est oxydé et ce qui est réduit.

Pour identifier les atomes qui sont réduits ou oxydés, attribuez états d'oxydation à chaque atome de la réaction.

Pour évaluation:

1. Règles d'attribution des états d'oxydation
2. Exemple d'affectation des états d'oxydation
3. Exemple de problème de réaction d'oxydation et de réduction

• Cu (s): Cu = 0
• HNO₃: H = +1, N = +5, O = -6
• Cu²⁺: Cu = +2
• NON (g): N = +2, O = -2

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: Divisez 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 de base) et les 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 l'oxygène et l'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. Ajoutez deux molécules d'eau 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: égalisez le transfert d'électrons.

Dans 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 NON + 4 H₂O + 6 e^-

Les deux parties ont six électrons qui peut être annulé.

3 Cu + 2 HNO₃ + 6 H⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 NON + 4 H₂O

La réaction redox complète est maintenant équilibrée.

3 Cu + 2 HNO₃ + 6 H⁺ → 3 Cu²⁺ + 2 NON + 4 H₂O

Résumer:

1. Identifier les composants d'oxydation et de réduction de la réaction.
2. Séparez la réaction en une demi-réaction d'oxydation et une demi-réaction de réduction.
3. Équilibrez chaque demi-réaction de manière atomique et électronique.
4. Égalisez le transfert d'électrons entre les demi-équations d'oxydation et de réduction.
5. Recombinez les demi-réactions pour former la réaction redox complète.