Définition de la méthode ion-électron (solde)

La méthode Il comporte une série d'étapes qui doivent être effectuées afin d'établir un équilibre correct des espèces. Cette procédure peut être divisée en plusieurs étapes :

1) Écrire toute la réaction que nous souhaitons équilibrer. A son tour, si possible, distinguer les espèces qui composent les composés et réécrire la réaction sous sa forme ionique, avec les espèces chargées.

2) Écris les demi-réactions qui composent la réaction globale. Cela implique de mettre les réactifs et les produits dans deux demi-réactions différentes et pour identifier lequel est le oxydation et lequel d'entre eux la réduction. Pour cela, il faut comprendre que le espèces qui perd des électrons et reste chargé positivement, augmente son état d'oxydation, c'est donc la demi-réaction d'oxydation. Pendant ce temps, l'espèce qui gagne des électrons diminue son état d'oxydation, c'est donc la demi-réaction de réduction.

3) Écrire les demi-réactions équilibrées, cela implique de compléter avec les électrons en jeu et, Si nécessaire, réécrivez-les pour que le même montant d'argent soit en jeu dans chacun d'eux. électrons. Pour cela, il peut être nécessaire de trouver un coefficient minimum qui permette l'égalisation.

4) Ecrire la réaction globale comme la somme des demi-réactions précédentes. Si les étapes ci-dessus ont été effectuées correctement, les électrons de chaque côté de la réaction devraient s'annuler. Enfin, la réaction est équilibrée.

Exemple typique

\(A{{l}_{\left( s \right)}}+CuS{{O}_{4}}_{\left( ac \right)}\to ~A{{l}_{2 }}{{\left( S{{O}_{4}} \right)}_{3}}_{\left( ac \right)}+~C{{u}_{\left( s \ droite)}}~\)

1) On identifie les états d'oxydation :

• \(A{{l}_{\left( s \right)}}\) s'oxyde en passant à \(A{{l}^{+3}}\) (Premièrement, l'aluminium est dans un état d'oxydation 0 et passe à +3)

• \(C{{u}^{+2}}\) se réduit à \(C{{u}_{\left( s \right)}}\) (Premièrement, le cuivre est dans un état d'oxydation +2 et passe à 0)

2) Nous ionisons les composés et identifions individuellement les réactions d'oxydation et de réduction :

\(A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}+~C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}~\to ~A {{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}\)

L'aluminium est l'espèce qui est oxydée, tandis que le cuivre est l'espèce qui est réduite.

3) Cette étape consiste à écrire les demi-réactions pondérées :

• \(A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}\to ~A{{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+3~ {{e}^{-}}~\) Oxydation

• \(C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}+2~{{e}^{-}}\to ~C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}~\) Réduction

4) Si nous observons, les demi-réactions ne mettent pas en jeu le même nombre d'électrons, il faut donc les équilibrer de manière à ce que les charges à échanger dans les deux soient égales :

• \(2~x~\left( A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}\to ~A{{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+3~{{e}^{-}} \right)~\) Oxydation

• \(3~x~(C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}+2~{{e}^{-}}\to ~C{{u}_ {\left( s \right)}}^{0})~\) Réduction

Dans résumé:

• \(2A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}\to ~2A{{l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+6~ {{e}^{-}}~\) Oxydation

• \(3C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}+6~{{e}^{-}}\to ~3C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}~\) Réduction

5) Enfin, on écrira la réaction équilibrée globale, comme la somme des réactions précédentes :

\(2A{{l}_{\left( s \right)}}^{0}+~3C{{u}^{+2}}_{\left( ac \right)}\to ~2A{ {l}^{+3}}_{\left( ac \right)}+~3C{{u}_{\left( s \right)}}^{0}\)

Nous réécrivons le équation ci-dessus avec les composés d'origine :

\(2A{{l}_{\left( s \right)}}+3CuS{{O}_{4}}_{\left( ac \right)}\to ~A{{l}_{2 }}{{\left( S{{O}_{4}} \right)}_{3}}_{\left( ac \right)}+~3C{{u}_{\left( s \ droit)}}\)

Il existe deux cas particuliers où les réactions peuvent se produire en milieu acide ou basique. Pour ces cas, le traitement c'est un peu différent puisqu'il nécessite l'ajout d'espèces qui permettent d'égaliser la réaction.

Dans le cas du milieu acide, vous devez entrer Eau pour l'équilibre des oxygènes et des hydrogènes et, par conséquent, nous verrons la présence de protons (H+) qui indiqueront le type de milieu. Tandis qu'en milieu basique, l'ajout de OH- (hydroxyle) peut être nécessaire pour le bon équilibrage.

Regardons un exemple

\(Cu{{S}_{\left( ac \right)}}+HN{{O}_{3}}_{\left( ac \right)}\to ~Cu{{\left( N{ {O}_{3}} \droite)}_{2}}_{\gauche( ac \right)}+~N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~ {{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}\)

En présence d'acide nitrique on travaille en milieu acide.

1) Nous allons d'abord identifier les états d'oxydation :

• \(~{{S}^{-2}}\) s'oxyde en passant à \({{S}^{+4}}\) (Premièrement, le Soufre est à l'état d'oxydation -2 et passe à + 4)

• \({{N}^{+5}}\) est réduit lors du passage à \({{N}^{+4}}\) (Premièrement, l'azote est à l'état d'oxydation +5 et passe à + 4)

2) Nous ionisons les composés et identifions individuellement les réactions d'oxydation et de réduction :

\({{S}^{-2}}_{\left( ac \right)}+~{{N}^{+5}}_{\left( ac \right)}~\to ~{{ S}^{+4}}_{\left( g \right)}+~{{N}^{+4}}_{\left( g \right)}\)

Le soufre est l'espèce qui est oxydée, tandis que l'azote est l'espèce qui est réduite.

3) On écrit les demi-réactions pondérées :

• \(~\) \(2~{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}+~{{S}^{-2}}_{\left ( ac \right)}~\to ~S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+4{{H}^{+}}_{\left( ac \right) }+6~{{e}^{-}}\) Oxydation

• \(2{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+\) \(N{{O}_{3}}{{^{-}}_{\left( ac \right)}}+1~{{e}^{-}}~\to ~N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~~{{H}_ {2}}{{O}_{\left( ac \right)}}~\) Réduction

Comme on peut le voir, l'ajout d'eau était nécessaire dans la réaction d'oxydation pour le bon équilibre des hydrogènes et des oxygènes.

4) Si nous observons, les demi-réactions ne mettent pas en jeu le même nombre d'électrons, il faut donc les équilibrer de manière à ce que les charges à échanger dans les deux soient égales :

• \(~\) \(2~{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}+~{{S}^{-2}}_{\left ( ac \right)}~\to ~S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+4{{H}^{+}}_{\left( ac \right) }+6~{{e}^{-}}\) Oxydation

• \(12{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+\) \(6N{{O}_{3}}{{^{-}}_{\left( ac \right)}}+6~{{e}^{-}}~\to ~6N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~~6{{H} 2}}{{O}_{\left( ac \right)}}~\) Réduction

5) Enfin, on exprime la réaction équilibrée globale, en réponse à la somme des réactions adressées :

\(2~{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \right)}}+~{{S}^{-2}}_{\left( ac \right)} +~12{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+\) \(6N{{O}_{3}}{{^{-}}_{\left( ac \right)}}\to ~S{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+4{{H}^{+}}_{\left( ac \right)}+ 6N{{O}_{2}}_{\left( g \right)}+~~6{{H}_{2}}{{O}_{\left( ac \droit)}}\)

Nous réécrivons l'équation précédente avec les composés d'origine, en tenant compte du fait qu'il existe des espèces, tels que H+, qui apparaissent à la fois dans les réactifs et les produits et, par conséquent, une partie d'entre eux sont annuler

$Cu\{\{S\}\_\{\backslash left(\; ac\; \backslash right)\}\}+8HN\{\{O\}\_\{3\}\}\_\{\backslash left(\; ac\; \backslash right)\}\backslash to\; ~Cu\{\{\backslash left(\; N\{\{O\; \}\_\{3\}\}\; \backslash right)\}\_\{2\}\}\_\{\backslash left(\; ac\; \backslash right)\}+~6N\{\{O\}\_\{2\}\}\_\{\backslash left(\; g\; \backslash right)\}+S\{\{O\}\_\{2\}\}\_\{\backslash left(\; g\; \backslash right)\}+~\; 4\{\{H\}\_\{2\}\}\{\{O\}\_\{\backslash left(\; ac\; \backslash droit)\}\}\backslash )$