Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions ou électron ion

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Les réactions redox ou réactions d’oxydo-réduction sont des processus chimiques dans lesquels des transferts nets d’électrons se produisent d’une espèce chimique qui est oxydée à une autre qui est réduite . Ce type de réactions est difficile à ajuster par des méthodes traditionnelles telles que les essais et erreurs, c’est pourquoi des méthodes alternatives ont été développées pour faciliter le processus. L’une de ces méthodes est la méthode de la demi-réaction, également connue sous le nom de méthode électron-ion .

Quelle est la méthode des demi-réactions ou de l’électron-ion ?

La méthode de la demi-réaction consiste en un ensemble d’étapes à suivre pour équilibrer ou ajuster les équations des réactions redox. Cette méthode est basée sur l’idée que les processus redox consistent en fait dans le couplage de deux processus qui peuvent être considérés séparément, qui sont l’oxydation et la réduction.

Dans la méthode des demi-réactions ou la méthode de l’ion électronique, les équations des demi-réactions d’oxydation et de réduction sont ajustées séparément pour combiner ultérieurement les deux équations dans une équation globale déjà équilibrée.

Les demi-réactions d’oxydation et de réduction

L’oxydation est un processus chimique au cours duquel un atome ou un groupe d’atomes perd ou libère un ou plusieurs électrons . Ce processus implique nécessairement une augmentation de l’état d’oxydation de certains des atomes qui composent l’espèce d’origine.

D’autre part, la réduction est comprise comme le processus opposé à l’oxydation. La réduction est le processus chimique au cours duquel une espèce chimique gagne un ou plusieurs électrons . Lorsque cela se produit, l’état d’oxydation de certains des atomes qui composent cette espèce chimique diminue, puisqu’elle reçoit un électron dont la charge est négative.

Deux moitiés du même processus

Les électrons libres étant des espèces extrêmement instables, la réaction d’oxydation est un processus qui ne peut pas se produire de manière indépendante, sauf dans des conditions très particulières. En d’autres termes, il ne peut arriver qu’un atome libère spontanément un électron sans autre forme de procès, et que cet électron reste, pour ainsi dire, « flottant ». Cela ne se produit que dans des conditions hautement énergétiques, comme dans le plasma, ou lorsqu’un matériau est bombardé avec un certain type de rayonnement à haute énergie. Par conséquent, les réactions d’oxydation ne peuvent se produire que si en même temps une autre espèce est capable de recevoir les électrons libérés.

Compte tenu de cela, l’oxydation et la réduction ne peuvent pas être considérées comme des réactions chimiques en elles-mêmes, mais sont plutôt deux moitiés du même processus, c’est pourquoi elles sont appelées demi-réactions ou demi-réactions, bien que ces dernières Le terme soit rarement utilisé dans la littérature chimique espagnole.

La méthode de la demi-réaction pour ajuster les réactions redox

Ensuite, les étapes pour équilibrer l’équation d’une réaction redox en utilisant la méthode électron-ion ou la méthode de demi-réaction seront détaillées.

Il est à noter que cette méthode admet deux variantes selon que la réaction est conduite en milieu acide ou en milieu basique. Dans une grande partie de la littérature, ces deux méthodes sont détaillées séparément, suivant des étapes légèrement différentes au cours des différentes étapes du processus. Cependant, une réaction ajustée redox en milieu acide peut facilement être convertie en milieu basique au moyen de trois étapes très simples. Pour cette raison, il nous semble plus commode d’apprendre à mettre en place des réactions en milieu acide (ce qui est plus facile) puis de le transformer en milieu basique si nécessaire.

Pour illustrer ce processus, nous ajusterons la réaction redox suivante qui se produit dans un milieu basique :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Étape 0 (facultative) : dissocier toutes les espèces ioniques dissoutes pour obtenir l’équation ionique

Le processus d’ajustement par la méthode électron-ion est beaucoup plus simple si tous les ions spectateurs sont exclus des demi-réactions, c’est-à-dire tous les ions qui ne sont pas directement impliqués dans l’oxydation ou la réduction mais qui sont néanmoins présents dans la solution et la forme. partie des composés ioniques d’origine.

La première étape consiste à dissocier toutes les espèces ioniques dissoutes, c’est-à-dire les sels, les acides et les bases. Les ions qui apparaissent des deux côtés de l’équation complètement inchangés seront les ions spectateurs. Dans le cas de notre exemple, l’équation ionique sera comme ceci :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

En regardant cette équation, il est clair que le cation potassium n’est pas impliqué dans la réaction et est donc un ion spectateur. Alors, l’équation ionique nette que nous allons ajuster, après élimination de cet ion, sera :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Cette étape n’est pas toujours nécessaire, puisque dans certains cas on part directement de l’équation ionique nette (celle dans laquelle les ions spectateurs ne sont plus présents), et dans d’autres, l’équation est si simple que la présence de ces ions ne signifie pas interférer dans le processus d’ajustement de la réaction.

Étape 1 : Identifiez les espèces qui sont oxydées et réduites.

L’étape suivante consiste à déterminer l’état d’oxydation de tous les atomes présents dans l’équation chimique, afin de savoir quels atomes ont subi un changement d’état d’oxydation. Il doit nécessairement y avoir au moins un atome oxydé et un atome réduit, et il peut même s’agir du même atome (auquel cas on est en présence d’un type particulier de réaction redox appelée dismutation).

Ce n’est pas le but de cet article de donner une explication complète sur la façon de déterminer les états d’oxydation, mais rappelons comme règles de base que :

  • Les substances élémentaires ont un état d’oxydation 0.
  • L’état d’oxydation des cations et des anions monoatomiques correspond à leur charge.
  • Dans tous les oxydes et oxyanions, l’oxygène a -2 états d’oxydation.
  • À l’exception des hydrures, où son état d’oxydation est -1, l’hydrogène a toujours un état d’oxydation +1 dans tous les composés dont il fait partie.
  • Les autres états d’oxydation sont calculés de manière à ce que la somme de tous les états d’oxydation corresponde à la charge nette de l’espèce en question.

L’équation suivante présente les états d’oxydation de toutes les espèces impliquées dans notre exemple :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Comme nous pouvons le voir, les atomes qui changent d’état d’oxydation sont le manganèse et l’iode. Le manganèse dans l’ion permanganate est réduit de +7 à +4 tandis que l’iodure est oxydé en iode élémentaire, passant de -1 à 0 état d’oxydation.

Étape 2 : Séparez la réaction globale en demi-réactions d’oxydation et de réduction.

Maintenant que nous savons quelles espèces sont oxydées et réduites, nous pouvons diviser la réaction globale en deux demi-réactions :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Notez que, puisque les ions hydroxyde ne sont pas directement impliqués dans le processus d’oxydation ou de réduction, ils n’ont été inclus dans aucune des demi-réactions.

Étape 3 : Équilibrer séparément les deux demi-réactions comme si elles étaient en milieu acide.

Comme expliqué au début, que la réaction se produise en milieu acide ou qu’elle soit basique, on commencera à l’ajuster comme si elle se produisait en milieu acide. Plus tard, si nécessaire, il sera transformé en support de base. L’ajustement des demi-réactions en milieu acide consiste en les 5 étapes suivantes, qui peuvent être appliquées simultanément aux deux demi-réactions :

  • Ajustez le nombre d’atomes qui changent d’état d’oxydation.

Dans notre cas, la réduction ne provoque aucun changement, puisqu’il y a un manganèse de chaque côté, mais l’oxydation le fait :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

  • Ajustez pour autre chose que l’oxygène ou l’hydrogène, en ajoutant des ions spectateurs si nécessaire.

Dans notre exemple, cela n’est pas nécessaire, puisque nous supprimons tous les ions spectateurs au début.

  • Ajustez le nombre d’oxygènes en ajoutant des molécules d’eau là où elles manquent.

Dans notre cas, il faut ajuster le nombre d’oxygènes dans la demi-réaction de réduction, mais pas dans l’oxydation :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

  • Ajustez le nombre d’hydrogènes en ajoutant des protons (H + ) là où il en manque :

Encore une fois, l’oxydation reste inchangée car elle n’implique pas d’atomes d’hydrogène, mais dans la réduction, nous devons les ajuster :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

  • Ajustez la charge électrique totale en ajoutant des électrons (e ) là où il manque des charges négatives ou des charges positives en excès (Astuce : elles sont presque toujours du même côté que les protons) :

Comme on peut le voir, dans la demi-réaction de réduction, la charge nette sur les produits est de 0, mais sur les réactifs, il y a une charge nette de +4 – 1 = +3, c’est-à-dire qu’il y a des charges positives excédentaires. Pour cette raison, il faut ajouter trois électrons du côté des réactifs pour compenser cet excès de charge :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

D’autre part, dans le cas de l’oxydation, il y a une charge nette de -2 du côté des réactifs et de 0 sur les produits, donc il n’y a pas de charges négatives sur les produits, il faut donc ajouter 2 électrons de ce côté pour équilibrer les frais :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Indice

Il convient de noter que l’ajout d’électrons par cette procédure (en les traitant comme s’il s’agissait d’ions, d’où le nom de la méthode ion-électron) se fait indépendamment des états d’oxydation des différentes espèces impliquées. Cependant, il est essentiel que le nombre d’électrons et leur placement correspondent aux changements observés dans les états d’oxydation.

Ainsi, dans les demi-réactions de réduction, les électrons doivent toujours être du côté gauche de l’équation et dans les oxydations, ils doivent toujours être du côté droit, comme cela s’est produit dans notre exemple.

De plus, le nombre d’électrons doit correspondre au changement d’état d’oxydation. Le manganèse est réduit de +7 à +4, il y a donc un changement de -3 dans son état d’oxydation, cohérent avec l’ajout de 3 électrons. Dans le cas de l’iodure, cela passe de -1 à 0 correspondant à un changement de +1, mais il y a deux iodures, donc deux électrons sont libérés au lieu d’un, comme présenté dans l’équation respective.

Étape 4 : Multipliez chaque demi-réaction par le nombre d’électrons dans l’autre, en simplifiant les facteurs si possible.

Cette étape vise à égaliser le nombre d’électrons libérés lors de l’oxydation avec le nombre d’électrons capturés par réduction. Cela garantit qu’il n’y a pas d’électrons « orphelins » à la fin de la réaction ou qu’aucun électron ne manque. Si les deux demi-réactions libèrent ou absorbent le même nombre d’électrons, cette étape n’est pas nécessaire.

Dans notre exemple, chaque demi-réaction d’oxydation libère 2 électrons, mais chaque demi-réaction de réduction en nécessite 3, donc l’oxydation doit se produire 3 fois pour chaque réduction de 2 fois :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

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Le résultat est:

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

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Étape 5 : Additionnez les deux demi-réactions pour obtenir l’équation ionique nette équilibrée.

La somme de ces deux demi-réactions donne l’équation ionique nette ajustée en milieu acide :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Étape 6 (uniquement pour le milieu basique) : convertir le milieu acide en milieu basique.

A la fin de l’étape 5 nous avons déjà l’équation ionique nette ajustée en milieu acide. Cependant, la réaction peut se produire dans un milieu basique plutôt qu’acide. Si tel est le cas, l’équation précédente doit être transformée en milieu de base. Cela se fait en trois étapes simples :

  • Ajoutez un ion hydroxyde (OH ) de chaque côté de l’équation pour chaque proton (H + ) présent.

Dans notre cas, 8 ions hydroxyde doivent être ajoutés de chaque côté :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

  • Combinez les hydroxydes et les protons qui sont du même côté pour former des molécules d’eau.

Dans notre cas, dans les réactifs il y a 8 hydroxydes et 8 protons qui sont neutralisés pour former 8 molécules d’eau :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

  • Si nécessaire, simplifiez les molécules d’eau qui se répètent des deux côtés de l’équation.

Cette dernière étape aboutit à l’équation ionique nette équilibrée en milieu basique. Dans le cas de la réaction que nous ajustons, après formation des 8 molécules d’eau, nous pouvons remarquer que seulement quatre de ces huit participent réellement à la réaction, puisque les quatre autres restent inchangées dans les produits. La simplification de ces quatre molécules d’eau répétitives donne l’équation redox ajustée :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Étape 7 (facultative) : Ajouter les ions spectateurs pour obtenir l’équation moléculaire globale

Cette étape n’est pas toujours nécessaire, car l’équation ionique nette est une représentation plus précise du processus chimique qui se produit réellement. Cependant, il peut être important pour effectuer des calculs stoechiométriques. En ce sens, si vous voulez obtenir l’équation moléculaire globale, il vous suffit d’ajouter les ions spectateurs comme contre-ions de toutes les espèces qui apparaissent dans l’équation ionique nette.

Dans le présent exemple, le seul ion spectateur est le cation potassium (K + ), nous allons donc l’utiliser pour neutraliser tous les anions présents dans la réaction :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Enfin, après avoir réuni les ions respectifs, nous obtenons l’équation ajustée en termes d’espèces neutres uniquement :

Ajustement des réactions redox par la méthode des demi-réactions

Les références

Chang, R., & Goldsby, K. (2013). Chimie (11e éd.). McGraw-Hill Interamericana de España SL

Generalic, E. (2021, 22 janvier). Équilibrage des réactions redox par la méthode ion-électron . periodni.com. https://www.periodni.com/en/method_of_semi-reactions.php

Lavado S., A., & Yenque D., JA (2005). Procédure unifiée pour équilibrer les réactions redox à l’aide de la méthode Ion-Electron . Redalyc. https://www.redalyc.org/pdf/816/81680214.pdf

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Israel Parada (Licentiate,Professor ULA)
(Licenciado en Química) - AUTOR. Profesor universitario de Química. Divulgador científico.

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