Fiche explicative de la leçon: Équilibrer des équations chimiques | Nagwa Fiche explicative de la leçon: Équilibrer des équations chimiques | Nagwa

Fiche explicative de la leçon: Équilibrer des Ă©quations chimiques Chimie • Première année secondaire

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre Ă  dĂ©terminer la stƓchiomĂ©trie d’une Ă©quation de rĂ©action en Ă©quilibrant le nombre d’atomes dans les rĂ©actifs et dans les produits.

ConsidĂ©rons la rĂ©action entre un gaz d’hydrogĂšne (H2) et un gaz d’oxygĂšne (O2), qui produit de la vapeur d’eau : H()+O()HO()222ggg

L’équation chimique telle qu’elle est Ă©crite nous donne des informations utiles sur les rĂ©actifs, les produits, et leur Ă©tat de la matiĂšre. Cependant, cette Ă©quation chimique n’est pas complĂšte.

Notez qu’il y a deux atomes d’hydrogĂšne des deux cĂŽtĂ©s de l’équation, mais qu’il y a deux atomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© du rĂ©actif et un seul atome d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© du produit : 

Cette Ă©quation de rĂ©action viole la loi de conservation de la masse qui stipule que la matiĂšre ne peut ĂȘtre ni crĂ©Ă©e, ni dĂ©truite. Lors de l’écriture de l’équation, nous devons, trouver un moyen de nous assurer que le nombre d’atomes d’hydrogĂšne et d’oxygĂšne est le mĂȘme des deux cĂŽtĂ©s de la flĂšche de rĂ©action. Une Ă©quation de rĂ©action qui ne viole pas la loi de conservation de la masse est appelĂ©e une Ă©quation chimique Ă©quilibrĂ©e.

DĂ©finition : Équations chimiques Ă©quilibrĂ©es

Une Ă©quation chimique Ă©quilibrĂ©e est une Ă©quation de rĂ©action oĂč le nombre d’atomes de chaque Ă©lĂ©ment est le mĂȘme du cĂŽtĂ© des rĂ©actifs et du cĂŽtĂ© des produits.

Pour Ă©quilibrer l’équation, nous pourrions envisager d’ajouter un indice « deux » aprĂšs l’atome d’oxygĂšne dans la molĂ©cule d’eau : H()+O()HO()2222ggl

Cette nouvelle Ă©quation est conforme Ă  la loi de conservation de la masse. Cependant, le produit de cette rĂ©action est du peroxyde d’hydrogĂšne, et non de l’eau. Nous ne pouvons pas modifier les valeurs des indices dans aucune des substances Ă  droite ou Ă  gauche de l’équation chimique, car cela changerait l’identitĂ© des composĂ©s impliquĂ©s dans la rĂ©action.

Au lieu de cela, nous devrions ajuster le nombre de molĂ©cules ou d’unitĂ©s de formule de chaque substance impliquĂ©e dans la rĂ©action jusqu’à ce que l’équation soit Ă©quilibrĂ©e. On pourrait placer le numĂ©ro « deux » devant la molĂ©cule d’hydrogĂšne et la molĂ©cule d’eau dans l’équation chimique, doublant ainsi le nombre de molĂ©cules d’hydrogĂšne et d’eau : 2H()+O()2HO()222ggg

Il y a maintenant quatre atomes d’hydrogĂšne et deux atomes d’oxygĂšne des deux cĂŽtĂ©s de l’équation chimique, et la rĂ©action est Ă©quilibrĂ©e. Les chiffres que nous avons placĂ©s devant les molĂ©cules d’hydrogĂšne et d’eau dans l’équation sont connus comme des coefficients ou des coefficients stƓchiomĂ©triques.

DĂ©finition : Coefficients stƓchiomĂ©triques

Les coefficients stƓchiomĂ©triques sont des valeurs numĂ©riques Ă©crites devant les espĂšces chimiques de l’équation chimique afin d’équilibrer toute la rĂ©action.

Les coefficients stoechiomĂ©triques indiquent le rapport de chaque espĂšce qui participe dans la rĂ©action. Ainsi, pour la formation d’eau Ă  partir d’hydrogĂšne et d’oxygĂšne, le rapport entre les molĂ©cules d’hydrogĂšne et les molĂ©cules d’oxygĂšne est de 2 : 1.

Exemple 1: Équation Ă©quilibrĂ©e de la formation d’iodure d’hydrogĂšne

L’iodure d’hydrogĂšne est produit par la rĂ©action entre de l’hydrogĂšne et de l’iode selon l’équation đ‘„đ‘Šđ‘§H+IHI22

Les coefficients đ‘„ , 𝑩 , et 𝑧 sont des nombres entiers. Quelles sont les plus petites valeurs possibles de đ‘„ , 𝑩 , et 𝑧 ? 

RĂ©ponse

Dans une Ă©quation chimique Ă©quilibrĂ©e, le nombre d’atomes de chaque Ă©lĂ©ment est le mĂȘme des deux cĂŽtĂ©s de la rĂ©action. En partant de l’équation chimique ou du modĂšle ci-dessous, nous pouvons voir qu’il y a deux atomes d’hydrogĂšne et deux atomes d’iode du cĂŽtĂ© des rĂ©actifs, et un atome d’hydrogĂšne et d’iode du cĂŽtĂ© du produit.

Pour qu’il y ait deux atomes d’hydrogĂšne et d’iode du cĂŽtĂ© du produit, il faut qu’il y ait une deuxiĂšme molĂ©cule d’acide iodhydrique.

Avec deux molécules de HI , la réaction est équilibrée.

Dans l’équation chimique, đ‘„, 𝑩 , et 𝑧 sont les coefficients stƓchiomĂ©triques. Les coefficients stƓchiomĂ©triques sont des chiffres qui indiquent le nombre de molĂ©cules ou d’unitĂ©s de formule de chaque espĂšce qui sont nĂ©cessaires pour Ă©quilibrer une rĂ©action chimique. Dans cette question, đ‘„, 𝑩, et 𝑧 reprĂ©sentent le nombre de molĂ©cules de H2, I2, et HI respectivement. La rĂ©action est Ă©quilibrĂ©e avec une molĂ©cule de H2, une molĂ©cule de I2 et deux molĂ©cules de HI. Donc, đ‘„=1, 𝑩=1 et 𝑧=2.

Exemple 2: Identifier quel Ă©lĂ©ment n’est pas Ă©quilibrĂ© dans une Ă©quation chimique

ConsidĂ©rez l’équation chimique CHCHOH+O2CO+3HO32222

Quel Ă©lĂ©ment n’est pas Ă©quilibrĂ© dans l’équation chimique ? 

RĂ©ponse

Un Ă©lĂ©ment est Ă©quilibrĂ© lorsque le nombre total des atomes de cet Ă©lĂ©ment est le mĂȘme des deux cĂŽtĂ©s de la flĂšche de rĂ©action. Les indices indiquent le nombre des atomes dans une molĂ©cule ou dans une unitĂ© de formule. Les nombres devant une espĂšce chimique sont appelĂ©s des coefficients et indiquent le nombre de molĂ©cules ou d’unitĂ©s de formule.

Du cĂŽtĂ© rĂ©actifs, Ă  gauche de la flĂšche de rĂ©action, nous voyons ce qui suit : CHCHOH+O·322

Il n’y a pas de coefficients, ce qui signifie qu’il y a une molĂ©cule de chaque espĂšce. Nous pouvons dĂ©terminer le nombre d’atomes de carbone, d’hydrogĂšne et d’oxygĂšne en additionnant les indices de chaque Ă©lĂ©ment. Un indice non Ă©crit est par dĂ©faut « un » : 

Il y a deux atomes de carbone, six atomes d’hydrogĂšne et trois atomes d’oxygĂšne sur le cĂŽtĂ© des rĂ©actifs.

Du cĂŽtĂ© des produits, Ă  droite de la flĂšche de rĂ©action, nous voyons ce qui suit : 2CO+3HO·22

Le coefficient deux devant la molĂ©cule de dioxyde de carbone indique qu’il y a deux molĂ©cules de dioxyde de carbone. Deux molĂ©cules auront deux fois plus d’atomes qu’une seule molĂ©cule. Le nombre des atomes d’une espĂšce sera Ă©gal au nombre des atomes dans une molĂ©cule multipliĂ© par le coefficient : 

Il y a deux atomes de carbone, six atomes d’hydrogĂšne et sept atomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© des produits. Le nombre des atomes de carbone et d’hydrogĂšne est le mĂȘme des deux cĂŽtĂ©s de la rĂ©action, mais le nombre des atomes d’oxygĂšne n’est pas le mĂȘme. L’élĂ©ment qui n’est pas Ă©quilibrĂ© dans l’équation chimique est l’oxygĂšne.

Équilibrer une Ă©quation chimique est souvent un processus de suppositions et vĂ©rifications, mais nous pouvons prendre des mesures pour faciliter l’opĂ©ration.

Comment : Équilibrer une Ă©quation chimique

  1. Faites une liste du nombre des atomes de chaque élément des deux cÎtés de la réaction.
    Astuce : si des ions polyatomiques sont prĂ©sents des deux cĂŽtĂ©s de la rĂ©action, traitez-les comme une unitĂ©. Par exemple, CO32– sera comptĂ© comme un groupe plutĂŽt que comme un atome de carbone et trois atomes d’oxygĂšne.
  2. Identifiez les atomes/ions qui ne sont pas en nombres égaux des deux cÎtés de la réaction (non équilibrés).
  3. Ajoutez des coefficients devant toute espĂšce dans la rĂ©action pour Ă©quilibrer les atomes/ions. Le nombre d’atomes/d’ions de chaque type dans une espĂšce sera multipliĂ© par le coefficient.
    Astuce : commencez par Ă©quilibrer les atomes ou les ions dans les espĂšces les plus complexes.
    Conseil : équilibrez les Ă©lĂ©ments sous forme pure en dernier, par exemple, Fe, O2, S8 et ainsi de suite.
  4. Continuez Ă  ajouter des coefficients jusqu’à ce que tous les atomes/ions soient Ă©quilibrĂ©s.

Voyons comment les Ă©tapes pour Ă©quilibrer une Ă©quation chimique s’appliquent en pratique. Voici l’équation chimique non Ă©quilibrĂ©e pour la rĂ©action du phosphate de sodium avec le chlorure de calcium : NaPO()+CaCl()NaCl()+Ca(PO)()342342aqaqaqs

Nous commencerons par dresser une liste des atomes de chaque Ă©lĂ©ment des deux cĂŽtĂ©s de la rĂ©action. Cependant, nous remarquerons que le phosphate (PO43–) apparaĂźt des deux cĂŽtĂ©s de l’équation. Cela signifie que nous pouvons compter l’ion phosphate comme une unitĂ© au lieu de le diviser en atomes de phosphore et d’oxygĂšne. Un tableau, comme celui ci-dessous, est utile pour tenir les comptes des atomes/ions : 

Nous devons faire spĂ©cialement attention lors du dĂ©compte des ions. Notez qu’il y a un ion phosphate dans chaque unitĂ© de phosphate de sodium et non quatre, et qu’il y a deux ions phosphate dans chaque unitĂ© de phosphate de calcium et non 12.

D’aprĂšs le tableau, nous pouvons voir que tous les atomes et les ions de l’équation sont actuellement dĂ©sĂ©quilibrĂ©s. Nous pouvons maintenant commencer Ă  Ă©quilibrer l’équation en ajoutant des coefficients.

Nous commençons par identifier les espĂšces les plus complexes de l’équation. Le phosphate de calcium contient la plupart des atomes et des ions. Par consĂ©quent, nous pouvons commencer par Ă©quilibrer le calcium et le phosphate. Il y a trois atomes de calcium du cĂŽtĂ© produit et un seul atome de calcium du cĂŽtĂ© rĂ©actif. On peut placer un coefficient « trois » devant le chlorure de calcium : 

Si une unitĂ© de formule de chlorure de calcium contient un atome de calcium et deux atomes de chlore, alors trois unitĂ©s de formule contiennent un total de trois atomes de calcium et six atomes de chlore : 

Les atomes de calcium Ă©tant Ă©quilibrĂ©s, nous pouvons Ă©quilibrer les ions phosphate en plaçant un coefficient « deux » devant le phosphate de sodium du cĂŽtĂ© des rĂ©actifs : 

Si une unitĂ© de formule de phosphate de sodium contient trois atomes de sodium et un ion phosphate, alors deux unitĂ©s de formule contiennent six atomes de sodium et deux ions phosphate : 

Nous pouvons maintenant Ă©quilibrer les atomes de sodium et de chlore en plaçant un coefficient « six » devant le chlorure de sodium : 

L’équation chimique complĂšte Ă©quilibrĂ©e pour la rĂ©action entre le phosphate de sodium et le chlorure de calcium est 2NaPO()+3CaCl()6NaCl()+Ca(PO)()342342aqaqaqs

Exemple 3: Déterminer les coefficients nécessaires pour équilibrer une équation chimique au cours du procédé Haber

Au cours du procĂ©dĂ© Haber, l’ammoniac (NH3) est produit Ă  partir de l’azote et de l’hydrogĂšne, selon l’équation prĂ©sentĂ©e :â€‰đ‘„đ‘Šđ‘§N+HNH223

DĂ©terminez les plus petites valeurs entiĂšres possibles de đ‘„, 𝑩 et 𝑧.

RĂ©ponse

On nous demande dans cette question d’équilibrer l’équation chimique en dĂ©terminant les coefficients đ‘„, 𝑩 et 𝑧. Une Ă©quation chimique est Ă©quilibrĂ©e lorsque le nombre des atomes de chaque Ă©lĂ©ment et/ou ion polyatomique est le mĂȘme des deux cĂŽtĂ©s de la rĂ©action.

Commençons par faire une liste du nombre des atomes de chaque élément des deux cÎtés de la réaction. Nous pouvons construire un tableau comme le suivant pour organiser notre liste.

En observant le tableau, nous pouvons voir qu’il y a deux atomes d’azote du cĂŽtĂ© des rĂ©actifs, mais seulement un atome d’azote du cĂŽtĂ© des produits. Si l’on donne au coefficient 𝑧 une valeur de deux, nous aurons le mĂȘme nombre d’atomes d’azote pour les produits et les rĂ©actifs.

Nous pouvons maintenant modifier notre tableau en utilisant la valeur de deux pour le coefficient 𝑧.

Nous pouvons voir dans le tableau que le nombre des atomes d’azote est maintenant Ă©quilibrĂ©. Cependant, il y a deux atomes d’hydrogĂšne du cĂŽtĂ© des rĂ©actifs et six atomes d’hydrogĂšne du cĂŽtĂ© des produits. Nous pouvons Ă©quilibrer le nombre des atomes d’hydrogĂšne en donnant au coefficient 𝑩 la valeur trois.

Jetons un autre coup d’Ɠil à notre tableau.

Nous pouvons constater que le nombre des atomes d’azote et d’hydrogĂšne est le mĂȘme du cĂŽtĂ© des rĂ©actifs et du cĂŽtĂ© des produits. Ainsi, notre Ă©quation chimique est maintenant Ă©quilibrĂ©e. Mais nous devons toutefois dĂ©terminer le coefficient.đ‘„.

Comme notre Ă©quation chimique est dĂ©jĂ  Ă©quilibrĂ©e, nous n’avons pas besoin de modifier le nombre des atomes d’azote ou d’hydrogĂšne, et nous pouvons donc donner au coefficient đ‘„ la valeur un.

Notre équation chimique équilibrée est donc N+3H2NH223

Les plus petites valeurs possibles de đ‘„, 𝑩 et 𝑧 sont đ‘„=1, 𝑩=3 et 𝑧=2.

Les Ă©quations chimiques peuvent ĂȘtre Ă©crites en analysant la formulation d’un Ă©noncĂ© chimique. Les expressions courantes utilisĂ©es dans les Ă©noncĂ©s chimiques et leur relation avec les rĂ©actifs et les produits sont indiquĂ©es dans le tableau ci-dessous.

Le réactif Aréagit avec
est mélangé avec/au
se combine avec/au
est ajouté à/au
brûle dans
(le) réactif B.
Les réactifsdonnent
produisent
forment
se décomposent en
(les) produits.
Les produitssont produits par
sont générés par
les réactifs.

ConsidĂ©rons l’énoncĂ© chimique suivant. L’hydroxyde de calcium rĂ©agit avec l’acide chlorhydrique pour produire du chlorure de calcium et de l’eau.

Cette formulation chimique indique que l’hydroxyde de calcium (Ca(OH)2) et l’acide chlorhydrique (HCl) sont les rĂ©actifs et doivent ĂȘtre Ă©crits sur le cĂŽtĂ© gauche de la flĂšche de rĂ©action. Le chlorure de calcium (CaCl2) et l’eau (HO2) sont les produits et doivent ĂȘtre Ă©crits sur le cĂŽtĂ© droit de la flĂšche de rĂ©action : Ca(OH)+HClCaCl+HO222

Une fois que l’équation chimique non Ă©quilibrĂ©e a Ă©tĂ© Ă©crite, nous pouvons suivre notre sĂ©rie ordonnĂ©e d’étapes « suppositions et vĂ©rifications » pour dĂ©terminer les coefficients stƓchiomĂ©triques appropriĂ©s.

Exemple 4: L’équation Ă©quilibrĂ©e de la dĂ©composition de l’acide phosphoreux

Lorsqu’il est chauffĂ©, l’acide phosphoreux (HPO33) se dĂ©compose en acide phosphorique (HPO34) et phosphine (PH3), un gaz toxique piquant encore appelĂ© hydrure de phosphore ou phosphane. Écrivez l’équation chimique Ă©quilibrĂ©e pour cette rĂ©action en utilisant les plus petits coefficients entiers possibles pour les rĂ©actifs et les produits.

RĂ©ponse

Commençons par dĂ©chiffrer la formulation chimique de l’énoncĂ© pour identifier les rĂ©actifs et les produits. L’expression clĂ© « se dĂ©compose en » indique que les espĂšces chimiques citĂ©es dans la phrase avant cette expression sont les rĂ©actifs, et que les espĂšces chimiques citĂ©es aprĂšs sont les produits. Cela signifie que lors de l’écriture de l’équation chimique, l’acide phosphoreux doit apparaĂźtre Ă  gauche de la flĂšche de rĂ©action, tandis que l’acide phosphorique et le gaz phosphine doivent apparaĂźtre Ă  droite de la flĂšche de rĂ©action : HPOHPO+PH33343

C’est l’équation chimique non Ă©quilibrĂ©e. Une Ă©quation est Ă©quilibrĂ©e lorsque le nombre des atomes de chaque Ă©lĂ©ment et/ou le nombre de chaque ion polyatomique est le mĂȘme des deux cĂŽtĂ©s de la rĂ©action.

Nous commençons par faire une liste du nombre d’atomes de chaque Ă©lĂ©ment des deux cĂŽtĂ©s de la rĂ©action : 

Remarquez que nous avons sĂ©parĂ© les ions polyatomiques PO33– et PO43– , en atomes de phosphore et d’oxygĂšne. Ceci est nĂ©cessaire car aucun ion n’apparaĂźt Ă  la fois du cĂŽtĂ© rĂ©actif et du cĂŽtĂ© produit de l’équation chimique.

Nous pouvons maintenant commencer Ă  Ă©quilibrer l’équation en ajoutant des coefficients. Les coefficients sont des nombres qui sont placĂ©s devant n’importe quelle espĂšce chimique de la rĂ©action pour Ă©quilibrer l’équation. Nous devons dĂ©cider quel Ă©lĂ©ment Ă©quilibrer en premier. Notez que les atomes d’hydrogĂšne et de phosphore apparaissent dans deux espĂšces du cĂŽtĂ© des produits. Cela peut rendre difficile l’équilibrage des atomes d’hydrogĂšne et de phosphore. Par consĂ©quent, nous commençons par Ă©quilibrer les atomes d’oxygĂšne.

Il y a trois atomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© rĂ©actif et quatre atomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© produit. Dans cette Ă©quation, le nombre desatomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© rĂ©actif sera toujours Ă©gal au nombre des atomes d’oxygĂšne dans une unitĂ© d’acide phosphoreux multipliĂ© par le coefficient : 3×=.atomesd’oxygĂšnecoeïŹƒcientNombretotaldesatomesd’oxygĂšneducĂŽtĂ©desrĂ©actifs

Pour qu’il y ait quatre atomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© des rĂ©actifs, nous avons besoin de coeïŹƒcientatomesd’oxygĂšnecoeïŹƒcient×3=4=43.

Le coefficient devrait ĂȘtre de 43. En utilisant ce coefficient, il sera trĂšs difficile d’équilibrer l’équation dans son ensemble. Au lieu d’utiliser une fraction pour le coefficient, nous pouvons chercher le plus petit commun multiple de trois (le nombre d’atomes du cĂŽtĂ© rĂ©actif), et de quatre (le nombre d’atomes du cĂŽtĂ© produit). Le plus petit commun multiple de trois et de quatre est 12. On peut alors fixer le nombre total d’atomes d’oxygĂšne nĂ©cessaires des deux cĂŽtĂ©s de la rĂ©action Ă  12 : 

Pour qu’il y ait 12 atomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© rĂ©actif, il faut placer un coefficient quatre devant l’acide phosphoreux : 

Le fait de placer un coefficient quatre devant l’acide phosphoreux modifie Ă©galement le nombre d’atomes d’hydrogĂšne et de phosphore du cĂŽtĂ© rĂ©actif. Si une unitĂ© d’acide phosphoreux contient trois atomes d’hydrogĂšne et un atome de phosphore, alors quatre unitĂ©s d’acide phosphoreux contiennent 12 atomes d’hydrogĂšne et quatre atomes de phosphore : 

Pour qu’il y ait 12 atomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© produit, il faut placer un coefficient trois devant l’acide phosphorique : 

Le fait de placer un coefficient trois devant l’acide phosphorique modifie Ă©galement le nombre d’atomes d’hydrogĂšne et de phosphore du cĂŽtĂ© produit. Si une unitĂ© d’acide phosphorique contient trois atomes d’hydrogĂšne et un atome de phosphore, alors trois unitĂ©s d’acide phosphorique contiennent neuf atomes d’hydrogĂšne et trois atomes de phosphore : 

Avec un total de 12 atomes d’hydrogĂšne et quatre atomes de phosphore du cĂŽtĂ© des rĂ©actifs, les atomes d’hydrogĂšne et de phosphore sont maintenant Ă©quilibrĂ©s. L’équation chimique Ă©quilibrĂ©e complĂšte pour la dĂ©composition de l’acide phosphoreux est 4HPO3HPO+PH33343

ConsidĂ©rons la rĂ©action de combustion non Ă©quilibrĂ©e suivante : CH+OCO+HO26222

Commençons Ă  Ă©quilibrer cette Ă©quation chimique en faisant une liste du nombre des atomes de chaque Ă©lĂ©ment : 

L’oxygĂšne existe sous sa forme pure cĂŽtĂ© rĂ©actif. Nous devons Ă©quilibrer les Ă©lĂ©ments sous leur forme pure en dernier. Équilibrons les atomes de carbone en plaçant un coefficient deux devant la molĂ©cule de dioxyde de carbone, et les atomes d’hydrogĂšne en plaçant un coefficient trois devant la molĂ©cule d’eau. Le tableau ci-dessous indique les totaux mis Ă  jour du cĂŽtĂ© des produits aprĂšs l’ajout de ces coefficients : 

Il ne reste plus qu’à Ă©quilibrer les atomes d’oxygĂšne. Il y a deux atomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© des rĂ©actifs et un total de sept atomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© des produits. Le nombre des atomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© des rĂ©actifs de cette Ă©quation sera toujours Ă©gal au nombre des atomes dans une molĂ©cule d’oxygĂšne multipliĂ© par le coefficient stƓchiomĂ©trique : 2×=.atomesd’oxygĂšnecoeïŹƒcientNombretotaldesatomesd’oxygĂšneducĂŽtĂ©desrĂ©actifs

Pour qu’il y ait sept atomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© des rĂ©actifs, il faut coeïŹƒcientatomesd’oxygĂšnecoeïŹƒcient×2=7=72.

Le coefficient devrait ĂȘtre 72 (ou 3,5), comme indiquĂ© ci-dessous : 

Si nous plaçons un coefficient 3,5 devant la molĂ©cule d’oxygĂšne pour Ă©quilibrer l’équation dans son ensemble, cela signifie que la rĂ©action consomme trois molĂ©cules d’oxygĂšne et demie. Cela n’est pas possible. Pour que cela soit plus facile Ă  entendre tout en maintenant l’équation chimique Ă©quilibrĂ©e, nous pouvons multiplier tous les coefficients, y compris le « un » non-Ă©crit devant CH26 , par deux : 

Ainsi, L’équation chimique Ă©quilibrĂ©e complĂšte est : 2CH+O4CO+6HO267222

Exemple 5: L’équation Ă©quilibrĂ©e de l’oxydation de l’ammoniac

La rĂ©action de l’ammoniac (NH3) avec l’oxygĂšne produit de l’oxyde nitrique (NO) et de l’eau comme seuls produits. Écrivez l’équation chimique Ă©quilibrĂ©e pour cette rĂ©action en utilisant les plus petits coefficients entiers possibles pour les rĂ©actifs et pour les produits.

RĂ©ponse

Commençons par dĂ©chiffrer la formulation chimique de l’énoncĂ© pour identifier les rĂ©actifs et les produits. Le mot clĂ© « produit » indique que les espĂšces chimiques nommĂ©es avant ce mot dans la phrase sont les rĂ©actifs, et les espĂšces chimiques citĂ©es aprĂšs ce mot sont les produits. Cela signifie que lors de l’écriture de l’équation chimique, l’ammoniac et l’oxygĂšne doivent apparaĂźtre Ă  gauche de la flĂšche de rĂ©action, et l’oxyde nitrique et l’eau doivent apparaĂźtre Ă  droite de la flĂšche de rĂ©action. Notez que dans l’équation chimique ci-dessous, l’oxygĂšne est Ă©crit comme O2 et non O. Ceci parce que l’oxygĂšne existe sous la forme d’une molĂ©cule diatomique Ă  l’état pur : NH+ONO+HO322

L’équation Ă©crite ci-dessus est l’équation chimique non Ă©quilibrĂ©e. Une Ă©quation est Ă©quilibrĂ©e lorsque le nombre des atomes de chaque Ă©lĂ©ment est le mĂȘme des deux cĂŽtĂ©s de la rĂ©action.

Nous pouvons commencer Ă  Ă©quilibrer l’équation en faisant une liste du nombre des atomes de chaque Ă©lĂ©ment des deux cĂŽtĂ©s de la rĂ©action : 

Les atomes d’azote sont dĂ©jĂ  Ă©quilibrĂ©s. Il est plus facile d’équilibrer en dernier les Ă©lĂ©ments prĂ©sents sous leur forme pure dans l’équation chimique, tels que l’oxygĂšne. Cela signifie que nous devrions commencer par Ă©quilibrer les atomes d’hydrogĂšne.

Il y a trois atomes d’hydrogĂšne du cĂŽtĂ© des rĂ©actifs et deux atomes d’hydrogĂšne du cĂŽtĂ© des produits. Comme trois n’est pas un multiple de deux, ces atomes seront plus facilement Ă©quilibrĂ©s en trouvant leur plus petit commun multiple. Le plus petit commun multiple de deux et trois est six. On peut alors fixer le nombre total desatomes d’hydrogĂšne des deux cĂŽtĂ©s de la rĂ©action Ă  six : 

Pour qu’il y ait six atomes d’hydrogĂšne du cĂŽtĂ© rĂ©actif, un coefficient de deux doit ĂȘtre placĂ© devant la molĂ©cule d’ammoniac. Pour qu’il y ait sixatomes d’hydrogĂšne du cĂŽtĂ© produit, un coefficient de trois doit ĂȘtre placĂ© devant la molĂ©cule d’eau : 

L’ajout de ces coefficients a affectĂ© le nombre des atomes d’azote du cĂŽtĂ© rĂ©actif, et Ă©galement le nombre des atomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© produit. Les atomes d’hydrogĂšne sont maintenant Ă©quilibrĂ©s, mais nous devons rĂ©Ă©quilibrer les atomes d’azote. Nous pouvons le faire en plaçant un coefficient deux devant la molĂ©cule d’oxyde nitrique : 

Le fait de placer un coefficient deux devant la molĂ©cule d’oxyde nitrique a Ă©quilibrĂ© les atomes d’azote, et a affectĂ© le nombre total des atomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© produit. Il ne reste plus qu’à Ă©quilibrer les atomes d’oxygĂšne.

Le nombre desatomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© rĂ©actif de cette Ă©quation sera toujours Ă©gal au nombre des atomes d’oxygĂšne dans une molĂ©cule d’oxygĂšne multipliĂ© par le coefficient : 2×=.atomesd’oxygĂšnecoeïŹƒcientNombretotaldesatomesd’oxygĂšneducĂŽtĂ©desrĂ©actifs

Pour qu’il y ait cinq atomes d’oxygĂšne du cĂŽtĂ© des rĂ©actifs, nous avons besoin de coeïŹƒcientatomesd’oxygĂšnecoeïŹƒcient×2=5=52.

Le coefficient serait 52 (ou 2,5), comme indiquĂ© ci-dessous : 

L’équation chimique est maintenant Ă©quilibrĂ©e. Cependant, on nous demande dans cette question que l’équation soit Ă©quilibrĂ©e en utilisant les plus petits coefficients entiers possibles. On peut maintenir l’équation chimique Ă©quilibrĂ©e, et changer le coefficient dĂ©cimal par un nombre entier devant la molĂ©cule d’oxygĂšne, en multipliant tous les coefficients par deux : 

L’équation chimique Ă©quilibrĂ©e pour la rĂ©action de l’ammoniac avec l’oxygĂšne en utilisant des coefficients entiers est 4NH+5O4NO+6HO322

Points clés

  • Une Ă©quation chimique Ă©quilibrĂ©e est une Ă©quation de rĂ©action oĂč le nombre des atomes de chaque Ă©lĂ©ment est le mĂȘme du cĂŽtĂ© rĂ©actif et du cĂŽtĂ© produit de l’équation.
  • Les coefficients stoechiomĂ©triques sont placĂ©s devant des espĂšces chimiques dans une Ă©quation chimique afin d’équilibrer la rĂ©action.
  • Équilibrer des Ă©quations est un processus de « suppositions et vĂ©rifications ».
  • L’équilibrage des Ă©quations peut ĂȘtre facilitĂ© en Ă©quilibrant les ions polyatomiques en tant qu’unitĂ©, et en Ă©quilibrant les Ă©lĂ©ments purs en dernier.

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