Exemple de problème de réaction d’équilibre redox

Lors de l’équilibrage des réactions d’oxydoréduction, la charge électronique globale doit être équilibrée en plus des rapports molaires habituels des réactifs et des produits composants. Cet exemple de problème illustre la manière d’utiliser la méthode de demi-réaction pour équilibrer une réaction d’oxydoréduction dans une solution.

Question

Équilibrer la réaction redox suivante dans une solution acide :

Cu(s) + HNO3(aq) → Cu2+(aq) + NO(g)

Solution

Étape 1 : Identifier ce qui est oxydé et ce qui est réduit.

Pour identifier les atomes en cours de réduction ou d’oxydation, attribuez des états d’oxydation à chaque atome de la réaction.

Pour examen :

1. Règles d’attribution des États d’oxydation
2. Exemple de problème d’affectation des États d’oxydation
3. Exemple de réaction d’oxydation et de réduction Problème

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

Le cuivre est passé de l’état d’oxydation 0 à +2, perdant ainsi 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.

Etape 2 : Diviser la réaction en deux demi-réactions : l’oxydation et la réduction.

Oxydation : Cu → Cu2+

Réduction : HNO3 → NO

Étape 3 : Équilibrer chaque demi-réaction par la stoechiométrie et la charge électronique.

Pour ce faire, on ajoute 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 de l’eau (H2O), des ions H+ (dans les solutions acides), des ions OH- (dans les solutions basiques) et des électrons.

Commencez par la demi-réaction d’oxydation :

La demi-réaction est déjà équilibrée sur le plan atomique. Pour l’équilibrer électroniquement, il faut ajouter deux électrons du côté du produit.

Cu → Cu2+ + 2 e-

Maintenant, il faut équilibrer la réaction de réduction.

Cette réaction nécessite plus de travail. La première étape consiste à équilibrer tous les atomes à l’exception de l’oxygène et de l’hydrogène.

HNO3 → NO

Il n’y a qu’un seul atome d’azote des deux côtés, l’azote est donc déjà équilibré.

La deuxième étape consiste à équilibrer les atomes d’oxygène. Pour ce faire, on ajoute 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 au côté produit.

HNO3 → NO + 2 H2O

La troisième étape consiste à équilibrer les atomes d’hydrogène. Pour ce faire, on ajoute des ions H+ au côté qui a besoin de plus d’hydrogène. Le côté réactif a un atome d’hydrogène alors que le côté produit en a quatre. Ajoutez 3 ions H+ au côté réactif.

HNO3 + 3 H+ → NO + 2 H2O

L’équation est équilibrée sur le plan atomique, mais pas sur le plan électrique. L’étape finale consiste à équilibrer la charge en ajoutant des électrons au côté le plus positif de la réaction. Du côté du réactif, la charge globale est de +3, tandis que le côté du produit est neutre. Pour contrebalancer la charge +3, il faut ajouter trois électrons du côté réactif.

HNO3 + 3 H+ + 3 e- → NO + 2 H2O

Maintenant, la demi-équation de réduction est équilibrée.

Étape 4 : Égaliser le transfert d’électrons.

Dans les réactions d’oxydoréduction, 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 alors que la demi-réaction de réduction en a trois. Le plus petit dénominateur commun entre elles 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.

Pour ce faire, on additionne les deux réactions. Une fois qu’elles sont additionnées, il faut annuler 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.

Réponse

3 Cu + 2 HNO3 + 6 H+ → 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O

Pour résumer :

1. Identifier les composants d’oxydation et de réduction de la réaction.
2. Séparer la réaction en une demi-réaction d’oxydation et une demi-réaction de réduction.
3. Equilibrer chaque demi-réaction à la fois atomiquement et électroniquement.
4. Égaliser le transfert d’électrons entre les demi-équations d’oxydation et de réduction.
5. Recombinez les demi-réactions pour former la réaction d’oxydoréduction complète.