Cas particuliers et exemples d'équilibrage d'équations

Équilibrer une équation chimique est une étape fondamentale en chimie, car elle respecte les lois de conservation de la masse et de la charge. En clair, cela signifie qu'aucun atome n'est créé ni détruit au cours d'une réaction chimique, et que la charge électrique totale reste la même. Si une équation n'est pas équilibrée, elle ne représente pas fidèlement la réalité de la transformation chimique et rend impossibles les calculs de quantités de matière (stœchiométrie).

Le processus d'équilibrage consiste à ajuster les coefficients stœchiométriques (les grands nombres devant les formules) de manière à avoir le même nombre de chaque type d'atome de part et d'autre de la flèche de réaction. Pour les réactions ioniques, il faut également s'assurer que la somme des charges électriques est la même des deux côtés.

Les réactions de combustion des hydrocarbures (composés contenant uniquement du carbone et de l'hydrogène) sont des exemples classiques et très fréquents. Elles impliquent toujours un hydrocarbure réagissant avec le dioxygène (O₂) pour former du dioxyde de carbone (CO₂) et de l'eau (H₂O). La méthode d'équilibrage est assez systématique :

1. Équilibrer le carbone (C) : Commencez par équilibrer le nombre d'atomes de carbone en ajustant le coefficient devant le CO₂.
2. Équilibrer l'hydrogène (H) : Équilibrez ensuite le nombre d'atomes d'hydrogène en ajustant le coefficient devant le H₂O.
3. Équilibrer l'oxygène (O) : Enfin, équilibrez le nombre d'atomes d'oxygène en ajustant le coefficient devant le O₂.

Il arrive parfois que l'on obtienne un coefficient fractionnaire pour l'oxygène. Dans ce cas, il faut multiplier tous les coefficients de l'équation par le dénominateur de la fraction pour obtenir des coefficients entiers.

Exemple 1 : Combustion du méthane (CH₄)

La réaction non équilibrée est : CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O

1. Carbone (C) : 1 C à gauche (dans CH₄), 1 C à droite (dans CO₂). Le carbone est déjà équilibré.
2. Hydrogène (H) : 4 H à gauche (dans CH₄), 2 H à droite (dans H₂O). Pour équilibrer, il faut 2 molécules de H₂O : CH₄ + O₂ → CO₂ + 2H₂O.
3. Oxygène (O) : 2 O à gauche (dans O₂). À droite, il y a 2 O (dans CO₂) + (2 × 1) O (dans 2H₂O) = 4 O. Pour équilibrer, il faut 2 molécules de O₂ : CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O.

L'équation équilibrée est donc :

Exemple 2 : Combustion du propane (C₃H₈)

La réaction non équilibrée est : C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

1. Carbone (C) : 3 C à gauche, 1 C à droite. On met un 3 devant CO₂ : C₃H₈ + O₂ → 3CO₂ + H₂O.
2. Hydrogène (H) : 8 H à gauche, 2 H à droite. On met un 4 devant H₂O : C₃H₈ + O₂ → 3CO₂ + 4H₂O.
3. Oxygène (O) : 2 O à gauche. À droite, il y a (3 × 2) O (dans 3CO₂) + (4 × 1) O (dans 4H₂O) = 6 + 4 = 10 O. On met un 5 devant O₂ : C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O.

L'équation équilibrée est donc :

Lorsque des groupes d'atomes (ions polyatomiques comme SO₄²⁻, NO₃⁻, OH⁻, PO₄³⁻, etc.) apparaissent de part et d'autre de la réaction sans être modifiés, il est souvent plus simple de les considérer comme une seule entité lors de l'équilibrage. Cela simplifie grandement le processus.

Exemple 3 : Réaction entre le sulfate d'aluminium et l'hydroxyde de sodium

La réaction non équilibrée est : Al₂(SO₄)₃ + NaOH → Al(OH)₃ + Na₂SO₄

1. Groupe Sulfate (SO₄) : 3 groupes SO₄ à gauche, 1 groupe SO₄ à droite. On met un 3 devant Na₂SO₄ : Al₂(SO₄)₃ + NaOH → Al(OH)₃ + 3Na₂SO₄.
2. Aluminium (Al) : 2 Al à gauche, 1 Al à droite. On met un 2 devant Al(OH)₃ : Al₂(SO₄)₃ + NaOH → 2Al(OH)₃ + 3Na₂SO₄.
3. Sodium (Na) : 1 Na à gauche. À droite, il y a (3 × 2) = 6 Na (dans 3Na₂SO₄). On met un 6 devant NaOH : Al₂(SO₄)₃ + 6NaOH → 2Al(OH)₃ + 3Na₂SO₄.
4. Groupe Hydroxyde (OH) : On vérifie, 6 groupes OH à gauche (dans 6NaOH). À droite, (2 × 3) = 6 groupes OH (dans 2Al(OH)₃). Les groupes OH sont équilibrés.

L'équation équilibrée est donc :

Pour les réactions d'oxydo-réduction (impliquant des transferts d'électrons), l'équilibrage est plus complexe et nécessite l'utilisation de demi-équations en milieu acide ou basique. C'est une méthode très puissante, souvent vue en première ou terminale.

En milieu acide (avec H⁺ et H₂O) :

1. Équilibrer les atomes autres que O et H.
2. Équilibrer les atomes d'oxygène (O) en ajoutant des molécules d'H₂O.
3. Équilibrer les atomes d'hydrogène (H) en ajoutant des ions H⁺.
4. Équilibrer les charges en ajoutant des électrons (e⁻).

Une fois les deux demi-équations équilibrées, on les combine en multipliant chacune par un coefficient pour que le nombre d'électrons soit le même dans les deux demi-équations, puis on additionne et simplifie les espèces communes.

Exemple 4 : Oxydation de l'éthanol par l'ion dichromate en milieu acide

Demi-équation de l'oxydation de l'éthanol (CH₃CH₂OH) en acide acétique (CH₃COOH) :

1. Carbone (C) : CH₃CH₂OH → CH₃COOH (2C de chaque côté, équilibré).
2. Oxygène (O) : CH₃CH₂OH + H₂O → CH₃COOH (1O à gauche, 2O à droite, on ajoute H₂O à gauche).
3. Hydrogène (H) : CH₃CH₂OH + H₂O → CH₃COOH + 4H⁺ (6H à gauche, 4H à droite. On ajoute 4H⁺ à droite).
4. Charges : CH₃CH₂OH + H₂O → CH₃COOH + 4H⁺ + 4e⁻ (0 charge à gauche, +4 charges à droite, on ajoute 4e⁻ à droite).

Demi-équation de la réduction de l'ion dichromate (Cr₂O₇²⁻) en ion chrome(III) (Cr³⁺) :

1. Chrome (Cr) : Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ (2Cr à gauche, 1Cr à droite, on ajoute un 2 devant Cr³⁺).
2. Oxygène (O) : Cr₂O₇²⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O (7O à gauche, 0O à droite, on ajoute 7H₂O à droite).
3. Hydrogène (H) : Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 7H₂O (0H à gauche, 14H à droite, on ajoute 14H⁺ à gauche).
4. Charges : Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O (-2 + 14 = +12 à gauche, +6 à droite, on ajoute 6e⁻ à gauche).

Pour combiner, il faut multiplier la première équation par 3 et la seconde par 2 pour avoir 12 électrons :

En additionnant et simplifiant (12e⁻, 12H⁺ et 3H₂O des deux côtés) :