Les réactions d'oxydoréduction, ou «redox», constituent l'une des principales classifications de réactions en chimie. Les réactions impliquent nécessairement le transfert d'électrons d'une espèce à une autre. Les chimistes qualifient la perte d'électrons l'oxydation et le gain d'électrons la réduction. L'équilibrage d'une équation chimique fait référence au processus consistant à ajuster les nombres de chaque réactif et produit de manière à ce que les composés situés à gauche et à droite de la flèche de réaction - les réactifs et les produits, respectivement - contiennent le même nombre de chaque type d'atome. . Ce processus est une conséquence de la première loi de la thermodynamique, selon lequel la matière ne peut être ni créée ni détruite. Les réactions redox vont encore plus loin dans ce processus en équilibrant le nombre d'électrons de chaque côté de la flèche car, tout comme les atomes, les électrons possèdent une masse et sont donc régis par la première loi de la thermodynamique.
Écrivez l'équation chimique non équilibrée sur un morceau de papier et identifiez les espèces oxydées et réduites en examinant les charges sur les atomes. Par exemple, considérons la réaction déséquilibrée de l'ion permanganate, MnO4 (-), où (-) représente une charge sur l'ion du négatif, et de l'oxalate, C2O4 (2-) en présence d'un acide, H (+) : MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. L'oxygène assume presque toujours une charge de deux négatifs dans les composés. Ainsi, MnO4 (-), si chaque oxygène maintient une charge deux fois négative et que la charge globale est une charge négative, le manganèse doit alors présenter une charge égale à sept. Le carbone dans C2O4 (2-) présente de manière similaire une charge de trois positifs. Du côté du produit, le manganèse possède une charge de deux positifs et le carbone est de quatre positifs. Ainsi, dans cette réaction, le manganèse est réduit car sa charge diminue et le carbone est oxydé car sa charge augmente.
Ecrivez des réactions séparées - appelées demi-réactions - pour les processus d'oxydation et de réduction et incluez les électrons. Le Mn (+7) dans MnO4 (-) devient Mn (+2) en prenant cinq électrons supplémentaires (7 - 2 = 5). Tout oxygène dans le MnO4 (-), cependant, doit devenir de l’eau, H2O, en tant que sous-produit, et l’eau ne peut pas se former avec des atomes d’hydrogène, H (+). Par conséquent, les protons, H (+) doivent être ajoutés à gauche de l'équation. La demi-réaction équilibrée devient maintenant MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, où e représente un électron. De même, la demi-réaction d'oxydation devient C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.
Équilibrez la réaction globale en veillant à ce que le nombre d'électrons dans les demi-réactions d'oxydation et de réduction soit égal. En reprenant l’exemple précédent, l’oxydation de l’ion oxalate C2O4 (2-) n’implique que deux électrons, alors que la réduction du manganèse en implique cinq. Par conséquent, la moitié de la réaction au manganèse doit être multipliée par deux et la réaction à l’oxalate doit être multipliée par cinq. Cela portera à 10 le nombre d’électrons dans chaque demi-réaction. Les deux demi-réactions deviennent alors 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O et 5 C2O4 (2 -) - 10 e → 10 CO2.
Obtenez l'équation globale équilibrée en faisant la somme des deux demi-réactions équilibrées. Notez que la réaction au manganèse inclut le gain de 10 électrons, tandis que la réaction à l’oxalate entraîne la perte de 10 électrons. Les électrons s'annulent donc. Concrètement, cela signifie que cinq ions oxalate transfèrent un total de 10 électrons à deux ions permanganate. Une fois sommée, l'équation équilibrée globale devient 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, ce qui représente une équation rédox équilibrée.