Équilibrage des méthodes et des exemples d'équations chimiques

Le équilibrage des équations chimiques implique que tous les éléments présents dans ladite équation ont le même nombre d'atomes de chaque côté. Pour ce faire, il est nécessaire d'utiliser les méthodes d'équilibrage pour attribuer les coefficients stœchiométriques appropriés à chaque espèce présente dans la réaction.

Une équation chimique est la représentation, au moyen de symboles, de ce qui se passe au cours d'une réaction chimique entre deux substances ou plus. Les réactifs interagissent les uns avec les autres et, en fonction des conditions de réaction, un ou plusieurs composés différents seront obtenus sous forme de produit.

Quand une équation chimique décrite doit être prise en compte: des premières substances réactives sont écrites sur le côté gauche de l'équation, suivie par une flèche unidirectionnelle ou deux flèches horizontales opposées, en fonction du type de réaction à effectuer sortir

Index

• 1 Méthodes d'équilibrage des équations chimiques
  • 1.1 Équilibre des équations chimiques par essais et erreurs (également appelé inspection ou essai)
  • 1.2 Equilibrage algébrique des équations chimiques
  • 1.3 Roulement des équations redox (méthode des ions-électrons)
• 2 exemples d'équations chimiques d'équilibrage
  • 2.1 Premier exemple
  • 2.2 Deuxième exemple
  • 2.3 Troisième exemple
• 3 références

Méthodes d'équilibrage des équations chimiques

Elle repose sur les réactifs et les produits sont connus, et leurs formules sont exprimées correctement dans le côté correspondant à eux, il procède à l'équilibre des équations selon les méthodes suivantes.

Équilibrage des équations chimiques par essais et erreurs (également appelé inspection ou essai)

Il est basé sur la stoechiométrie de la réaction et tente avec des coefficients différents, afin d'équilibrer l'équation, à condition que les plus petits entiers possibles ayant le même nombre d'atomes de chaque élément est obtenue sur les deux côtés sont choisis de la réaction.

Le coefficient d'un réactif ou d'un produit est le nombre qui précède la formule, et est le seul numéro qui peut être changée lorsque l'équation d'équilibrage est réalisée, étant donné que si les indices de la formule sont modifiés serait changeant l'identité du composé en question.

Compter et comparer

Après l'identification de chaque élément de la réaction et dans le bon sens, il procède au comptage et comparaison du nombre d'atomes de chaque élément présent dans l'équation et déterminer ceux qui doivent être équilibrés.

Ensuite, nous continuons à équilibrer chaque élément (un à la fois) en plaçant des coefficients entiers précédant chaque formule contenant des éléments non équilibrés. Habituellement, les éléments métalliques sont équilibrés d'abord, puis les éléments non métalliques et finalement les atomes d'oxygène et d'hydrogène.

De cette façon, chaque coefficient multiplie tous les atomes de la formule précédente; Ainsi, en équilibrant un élément, les autres peuvent déséquilibrer, mais cela est corrigé à mesure que la réaction est équilibrée.

Enfin, il est corroboré par un dernier décompte que l’équation entière est correctement équilibrée, c’est-à-dire qu’elle obéit à la loi de conservation de la matière.

Equilibrage algébrique des équations chimiques

Pour utiliser cette méthode, une procédure est établie pour traiter les coefficients des équations chimiques comme des inconnues du système à résoudre.

Tout d'abord, un élément spécifique de la réaction est pris comme référence et les coefficients sont placés sous forme de lettres (a, b, c, d ...), qui représentent les inconnues, en fonction des atomes existants de cet élément dans chaque molécule (si une espèce ne contient pas cet élément est placé "0").

Après avoir obtenu cette première équation, les équations pour les autres éléments présents dans la réaction sont déterminées; il y aura autant d'équations qu'il y a d'éléments dans cette réaction.

Enfin, les inconnues sont déterminées par l'une des méthodes algébriques de réduction, d'égalisation ou de substitution et les coefficients qui aboutissent à l'équation correctement équilibrée sont obtenus.

Équations d'équilibrage redox (méthode ion-électron)

Tout d'abord, la réaction générale (déséquilibrée) est placée sous sa forme ionique. Alors cette équation est divisée en deux demi-réactions, l'oxydation et la réduction, chaque équilibrage en fonction du nombre d'atomes, de leur type et de leurs charges.

Par exemple, pour les réactions qui se produisent en milieu acide, des molécules H sont ajoutées.₂Ou pour équilibrer les atomes d'oxygène et ajouter H⁺ pour équilibrer les atomes d'hydrogène.

En revanche, un nombre égal d'ions OH est ajouté dans un milieu alcalin^- sur les deux côtés de l'équation pour chaque ion H⁺, et où se trouvent les ions H⁺ et OH^- ils se réunissent pour former des molécules H₂O.

Ajouter des électrons

Ensuite, vous devez ajouter autant d’électrons que nécessaire pour équilibrer les charges, après avoir équilibré le matériau à chaque demi-réaction.

Après le roulement de chaque demi-réaction, celles-ci sont ajoutées et aboutissent à un équilibre entre l'équation finale par essais et erreurs. En cas de différence du nombre d'électrons des deux demi-réactions, il faut multiplier un ou les deux par un coefficient égal à ce nombre.

Enfin, il faut corroborer que l’équation comprend le même nombre d’atomes et le même type d’atomes, en plus des mêmes charges des deux côtés de l’équation globale.

Exemples d'équations chimiques d'équilibrage

Premier exemple

C'est une animation d'une équation chimique équilibrée. Le pentoxyde de phosphore et l'eau sont convertis en acide phosphorique.

P4O10 + 6 H2O → 4 H3PO4 (-177 kJ).

Deuxième exemple

Vous avez la réaction de combustion de l'éthane (déséquilibré).

C₂H₆ + O₂ → CO₂ + H₂O

En utilisant la méthode de l’essai et de l’erreur pour l’équilibrer, on observe qu’aucun des éléments n’a le même nombre d’atomes des deux côtés de l’équation. Ainsi, nous commençons par équilibrer le carbone en ajoutant un coefficient deux stœchiométrique qui l’accompagne du côté des produits.

C₂H₆ + O₂ → 2CO₂ + H₂O

Le carbone a été équilibré des deux côtés, nous procédons donc à l'équilibre de l'hydrogène en ajoutant trois à la molécule d'eau.

C₂H₆ + O₂ → 2CO₂ + 3h₂O

Enfin, comme il y a sept atomes d'oxygène du côté droit de l'équation et qu'il s'agit du dernier élément équilibré, le nombre fractionnaire 7/2 est placé devant la molécule d'oxygène (bien que des coefficients entiers soient généralement préférés).

C₂H₆ + 7 / 2O₂ → 2CO₂ + 3h₂O

On vérifie ensuite que de chaque côté de l’équation, il y a le même nombre d’atomes de carbone (2), d’hydrogène (6) et d’oxygène (7).

Troisième exemple

L'oxydation du fer par les ions dichromates se produit en milieu acide (déséquilibré et sous sa forme ionique).

La foi²⁺ + Cr₂O₇^2- → la foi³⁺ + Cr³⁺

En utilisant la méthode des ions-électrons pour son équilibrage, il est divisé en deux demi-réactions.

Oxydation: foi²⁺ → la foi³⁺

Réduction: Cr₂O₇^2- → cr³⁺

Comme les atomes de fer sont déjà équilibrés (1: 1), un électron est ajouté sur le côté des produits pour équilibrer la charge.

La foi²⁺ → la foi³⁺ + e^-

Maintenant, les atomes de Cr sont équilibrés, en ajoutant deux sur le côté droit de l'équation. Ensuite, lorsque la réaction a lieu dans un milieu acide, sept molécules H sont ajoutées.₂Ou du côté des produits pour équilibrer les atomes d'oxygène.

Cr₂O₇^2- → 2Cr³⁺ + 7h₂O

Pour équilibrer les atomes d’H, on ajoute quatorze ions H⁺ du côté des réactifs et, après égalisation du matériau, les charges sont équilibrées par l'addition de six électrons du même côté.

Cr₂O₇^2- + 14h⁺ + 6e^- → 2Cr³⁺ + 7h₂O

Enfin, les deux demi-réactions sont ajoutées, mais comme il n'y a qu'un électron dans la réaction d'oxydation, tout cela doit être multiplié par six.

6fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14h⁺ + 6e^- → la foi³⁺ + 2Cr³⁺ + 7h₂O + 6e^-

Enfin, les électrons des deux côtés de l’équation ionique globale doivent être éliminés, en vérifiant que leur charge et leur matière sont correctement équilibrées.

Références

1. Chang, R. (2007). Chimie (9ème édition). McGraw-Hill.
2. Hein, M. et Arena, S. (2010). Fondements de la chimie universitaire, suppléant. Récupéré de books.google.co.ve
3. Tuli, G. D. et Soni, P. L. (2016). Le langage de la chimie ou des équations chimiques. Récupéré de books.google.co.ve
4. Publication rapide (2015). Équations de chimie et réponses (guides d'étude rapide). Récupéré de books.google.co.ve