Équilibrer une équation chimique
Introduction
Découvrez les principes fondamentaux de la chimie
Définition des équations chimiques
Qu'est-ce qu'une équation chimique ?
Une équation chimique est une représentation symbolique d'une transformation chimique.
Elle montre les réactifs (à gauche) et les produits (à droite) d'une réaction chimique.
Cette équation n'est pas équilibrée car le nombre d'atomes n'est pas conservé.
Loi de conservation de la matière
Principe fondamental
"Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme"
En chimie, cela signifie que le nombre total d'atomes de chaque élément est conservé lors d'une transformation chimique.
Le nombre d'atomes de chaque élément doit être identique avant et après la réaction.
Une équation chimique doit être équilibrée pour respecter la conservation de la matière.
Le nombre d'atomes de chaque élément doit être le même dans les réactifs et les produits.
Méthode d'équilibrage
Étapes de la méthode
- Identifier les réactifs et les produits
- Compter le nombre d'atomes de chaque élément des deux côtés
- Commencer par équilibrer les éléments les plus complexes
- Utiliser des coefficients stœchiométriques
- Vérifier que tous les atomes sont équilibrés
Les coefficients stœchiométriques sont des nombres placés devant les formules chimiques pour équilibrer l'équation.
Ils indiquent le nombre de molécules ou d'unités de chaque espèce chimique.
Ici, 2 et 1 sont des coefficients stœchiométriques.
Exemple d'équilibrage
Équilibrage de H₂ + O₂ → H₂O
Équation initiale : H₂ + O₂ → H₂O
Réactifs : 2 atomes H, 2 atomes O
Produits : 2 atomes H, 1 atome O
L'équation n'est pas équilibrée !
Il y a 2 atomes d'O dans les réactifs et 1 dans les produits.
Nous plaçons un coefficient de 2 devant H₂O : H₂ + O₂ → 2H₂O
Maintenant : 2 atomes H, 2 atomes O dans réactifs ; 4 atomes H, 2 atomes O dans produits
Il y a 2 atomes H dans les réactifs et 4 dans les produits.
Nous plaçons un coefficient de 2 devant H₂ : 2H₂ + O₂ → 2H₂O
Vérification finale : 4 atomes H, 2 atomes O dans les deux côtés → Équation équilibrée !
Exercice 1
Équilibrer N₂ + H₂ → NH₃
Équilibrez l'équation chimique suivante :
Réactifs : 2 atomes N, 2 atomes H
Produits : 1 atome N, 3 atomes H
Équation non équilibrée
Solution exercice 1
Correction détaillée
N₂ + H₂ → 2NH₃
Réactifs : 2 atomes N
Produits : 2 atomes N (correct)
N₂ + 3H₂ → 2NH₃
Réactifs : 6 atomes H
Produits : 6 atomes H (correct)
Réactifs : 2 atomes N, 6 atomes H
Produits : 2 atomes N, 6 atomes H
L'équation est correctement équilibrée !
Exercice 2
Équilibrer C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O
Équilibrez l'équation chimique de la combustion du propane :
Réactifs : 3 atomes C, 8 atomes H, 2 atomes O
Produits : 1 atome C, 2 atomes H, 3 atomes O
Équation très déséquilibrée
Solution exercice 2
Correction détaillée
C₃H₈ + O₂ → 3CO₂ + H₂O
Réactifs : 3 atomes C
Produits : 3 atomes C (correct)
C₃H₈ + O₂ → 3CO₂ + 4H₂O
Réactifs : 8 atomes H
Produits : 8 atomes H (correct)
Réactifs : 2 atomes O
Produits : 6 atomes O (dans CO₂) + 4 atomes O (dans H₂O) = 10 atomes O
Donc : C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O
Réactifs : 3 atomes C, 8 atomes H, 10 atomes O
Produits : 3 atomes C, 8 atomes H, 10 atomes O
L'équation est correctement équilibrée !
Équations ioniques
Équations ioniques équilibrées
Équation moléculaire : AgNO₃ + NaCl → AgCl + NaNO₃
Équation ionique complète : Ag⁺ + NO₃⁻ + Na⁺ + Cl⁻ → AgCl + Na⁺ + NO₃⁻
Équation ionique nette : Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl
Cette équation est déjà équilibrée en termes d'ions et de charge.
Outre la conservation des atomes, les équations ioniques doivent aussi conserver la charge électrique.
La somme des charges des réactifs doit être égale à la somme des charges des produits.
Exercice 3
Équilibrer Al + HCl → AlCl₃ + H₂
Équilibrez l'équation chimique suivante :
Réactifs : 1 atome Al, 1 atome H, 1 atome Cl
Produits : 1 atome Al, 2 atomes H, 3 atomes Cl
Équation non équilibrée
Solution exercice 3
Correction détaillée
Al + 3HCl → AlCl₃ + H₂
Réactifs : 3 atomes Cl
Produits : 3 atomes Cl (correct)
Al + 3HCl → AlCl₃ + 3/2H₂
Il est préférable d'éviter les fractions, donc on multiplie tout par 2 :
2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂
Réactifs : 2 atomes Al, 6 atomes H, 6 atomes Cl
Produits : 2 atomes Al, 6 atomes H, 6 atomes Cl
L'équation est correctement équilibrée !
Équations de rédox
Réactions d'oxydoréduction
Les réactions d'oxydoréduction impliquent un transfert d'électrons entre espèces chimiques.
Elles nécessitent un équilibrage plus complexe qui tient compte de la conservation des électrons.
Exemple : Cu + Ag⁺ → Cu²⁺ + Ag
Demi-équations : Cu → Cu²⁺ + 2e⁻ et Ag⁺ + e⁻ → Ag
Le nombre d'électrons perdus doit être égal au nombre d'électrons gagnés.
Pour l'exemple ci-dessus : Cu + 2Ag⁺ → Cu²⁺ + 2Ag
Électrons perdus : 2 (par Cu)
Électrons gagnés : 2 (par 2Ag⁺)
Astuces et conseils
Conseils pratiques
- Commencez par les éléments qui n'apparaissent qu'une fois de chaque côté
- Équilibrez les atomes métalliques en premier
- Équilibrez ensuite les atomes non métalliques
- Laissez l'oxygène et l'hydrogène pour la fin
- Vérifiez toujours votre équation finale
- Ne jamais modifier les indices dans les formules chimiques
- Ne pas oublier de multiplier les coefficients par les indices
- Ne pas ignorer les ions polyatomiques
- Ne pas négliger la conservation de la charge dans les réactions ioniques
Résumé
Points clés
- Le nombre d'atomes de chaque élément est conservé
- La charge électrique est conservée (pour les réactions ioniques)
- Les coefficients stœchiométriques permettent l'équilibrage
- Identifier les réactifs et les produits
- Compter les atomes de chaque côté
- Utiliser des coefficients pour équilibrer
- Vérifier que tous les atomes sont équilibrés
- Équations moléculaires
- Équations ioniques
- Équations de rédox
Conclusion
Félicitations !
Continuez à pratiquer pour renforcer vos compétences