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Vidéo de la leçon : Comment équilibrer les équations de réactions Chimie

Dans cette vidéo, nous allons apprendre à équilibrer des équations chimiques et nous découvrirons quelques raccourcis que nous pourrons utiliser pour équilibrer des groupes fonctionnels polyatomiques.

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Transcription de vidéo

Dans cette vidéo, nous allons apprendre à équilibrer les équations chimiques. Et nous découvrirons quelques raccourcis que nous pourrons utiliser pour équilibrer des groupes fonctionnels polyatomiques

Commençons par examiner ce que nous voulons dire par « équilibrée », lorsque nous parlons d’une équation de réaction. Ici, nous avons deux équations de réaction. Ces deux équations ont N2 et H2 du côté des réactifs. Et elles ont NH3, de l’ammoniac, du côté droit. La différence entre ces deux équations de réaction est que celle de gauche n’est pas équilibrée, tandis que celle de droite est équilibrée.

Une équation équilibrée suit la loi de conservation de la masse. La loi de conservation de la masse stipule que, dans un système isolé, la masse n’est ni créée ni détruite lors d’une réaction chimique. Cela signifie que la masse de nos réactifs doit être exactement égale à la masse de nos produits. Mais lorsque l´on écrit des équations de réaction, on ne parle pas vraiment de grammes, ce que nous associons généralement à la masse. Alors, comment cela s’applique-t-il?

Lorsque l’on écrit une équation de réaction équilibrée, on doit avoir exactement le même nombre d’atomes de chaque élément du côté réactif(s) et du côté produit(s). Lorsque nous regardons à nouveau notre équation de réaction déséquilibrée, nous pouvons voir que nous avons deux atomes d’azote à gauche, mais seulement un atome d’azote à droite. De même, nous avons deux atomes d’hydrogène à gauche, mais trois atomes d’hydrogène à droite. C’est pourquoi notre première équation est déséquilibrée.

Dans l’exemple équilibré, nous pouvons voir que nous avons ajouté des coefficients devant l’un des réactifs et le produit. Cela signifie que nous avons maintenant deux atomes d’azote des deux côtés, et six atomes d’hydrogène des deux côtés. C’est pourquoi notre deuxième équation est équilibrée. Alors, maintenant que nous avons compris ce qu’est une équation équilibrée et pourquoi ceci est important, voyons comment nous procédons pour équilibrer une équation.

La manière d’équilibrer une équation de réaction peut parfois faire appel à la méthode essai-erreur. Heureusement, avec de l’entrainement, cela deviendra un processus plus rapide et plus efficace. Mais nous allons passer en revue quelques étapes clés pour nous lancer.

Nous utiliserons la réaction du sodium métallique avec l’eau comme exemple pour passer en revue la procédure. Il peut être utile de commencer par le réactif clé. Cela pourrait être le réactif le plus complexe, ou celui qui nous intéresse le plus. Dans cet exemple, commençons par le sodium. Nous pouvons dresser un petit tableau, un peu comme celui-ci, et compter le nombre d’atomes de sodium dans chacun de nos réactifs, puis encore une fois pour chacun de nos produits. Dans ce cas, nous avons un atome de sodium sur nos réactifs et un atome de sodium sur nos produits. Les atomes de sodium sont donc équilibrés pour l’instant.

Passons à l’élément suivant. Si nous regardons l’hydrogène, nous avons deux atomes d’hydrogène dans notre eau. Donc, cela fait un total de deux atomes d’hydrogène dans les réactifs. Mais nous devons être prudents lorsque nous examinons nos produits, car deux de nos produits contiennent des atomes d’hydrogène. Il y a un atome d’hydrogène dans notre hydroxyde de sodium et deux atomes d’hydrogène dans notre gaz d’hydrogène. Cela nous fait un total de trois du côté des produits contre seulement deux du côté des réactifs. Donc, cela n’est clairement pas encore équilibré.

Maintenant, examinons nos atomes d’oxygène. Nous pouvons voir que nous avons un atome d’oxygène dans nos réactifs et un dans nos produits. Donc, les atomes d’oxygène sont équilibrés pour l’instant. L’étape suivante pour créer une équation équilibrée consiste à ajouter des coefficients devant certains des réactifs et tous les produits afin de modifier le nombre d’atomes d’hydrogène. Sachez cependant que si vous ajoutez un coefficient devant l’eau, par exemple, vous allez modifier le nombre d’atomes d’hydrogène, mais également le nombre d’atomes d’oxygène. Donc, après avoir ajusté les coefficients, vous devriez toujours revenir en arrière et revérifier le nombre de tous vos atomes.

Le seul élément déséquilibré dans cette équation pour le moment est l’hydrogène. Nous avons un atome d’hydrogène en plus dans nos produits que dans nos réactifs. Dans un monde idéal, nous placerions les coefficients de manière à ne modifier que le nombre d’atomes d’hydrogène, bien qu’évidemment cela ne soit pas toujours possible.

Notre dernier produit est la seule molécule de notre réaction qui ne contient que de l’hydrogène. Mais pouvons-nous ajouter un coefficient à ce H2 pour équilibrer notre réaction ? Techniquement, nous pourrions ajouter un coefficient de un demi. Cela réduirait le nombre d’atomes d’hydrogène du côté des produits et nous laisserait donc avec deux hydrogènes des deux côtés, ce qui la rendrait équilibrée. En même temps, cela n’affecte le nombre d’aucun autre élément.

Bien que ce soit techniquement une équation équilibrée, il est toujours préférable d’avoir des nombres entiers pour les coefficients, dans la mesure du possible. Un moyen vraiment facile de faire cela est de simplement multiplier la réaction entière par deux. Cela se traduit par un coefficient de deux qui est placé devant le sodium, l’eau et l’hydroxyde de sodium. Et le demi-coefficient devant notre hydrogène a disparu. Lorsque nous revérifions le nombre de chaque élément des deux côtés de notre équation, nous pouvons voir que nous sommes toujours équilibrés.

Maintenant que nous connaissons les principes de base pour équilibrer une équation, voyons s’il existe des astuces ou des conseils pour faciliter cette procédure. Il s’avère qu’il existe un petit raccourci pour les équations de réaction qui impliquent des ions polyatomiques. Rappelez-vous que les ions polyatomiques sont composés de plus d’un atome. Des exemples d’ions polyatomiques sont : le nitrate, NO3- ; le sulfate, SO42- ; et l’ammonium, NH4+.

Nous pouvons modifier notre méthode pour équilibrer une équation lorsqu’elle contient des ions polyatomiques. Nous pouvons traiter les ions polyatomiques comme une seule unité, et les équilibrer en tant que tels. Mais notez que cela ne fonctionne que si l’ion polyatomique est présent à la fois dans les produits et dans les réactifs. Pour mieux comprendre cela, essayons avec un exemple. Voyons cet exemple de réaction.

Des solutions aqueuses de Pb(NO3)2 et de NaCl sont mélangées, produisant du NaNO3 aqueux et un précipité de PbCl2. Écrivez une équation équilibrée avec les symboles de l’état.

Commençons par écrire notre équation équilibrée en inscrivant simplement les réactifs et les produits. Nous avons du nitrate de plomb et du chlorure de sodium comme réactifs. Et nous avons du nitrate de sodium et du chlorure de plomb comme produits. Nous pouvons déjà ajouter nos symboles de l’état. On nous dit que nos deux réactifs sont aqueux, ainsi que notre nitrate de sodium, mais notre chlorure de plomb est un précipité, ce qui en fait un solide.

Maintenant, nous devons juste équilibrer notre équation. Alors dressons notre tableau pour compter les atomes. Notre réactif le plus complexe est bien sûr notre nitrate de plomb. Commençons donc par là. Nous avons un atome de plomb à gauche et un atome de plomb à droite. Donc, pour l’instant, nos atomes de plomb sont équilibrés.

Ensuite, notre raccourci peut devenir utile. Lorsque nous regardons de près, nous pouvons voir que nous avons l’ion nitrate des deux côtés de notre équation. Donc, plutôt que de compter cet ion nitrate comme des atomes d’azote et des atomes d’oxygène, nous pouvons simplement le compter comme une seule unité. Lorsque nous faisons cela, nous voyons que nous avons deux ions nitrate dans notre réactif et un seul dans notre produit. Donc, ce n’est pas encore équilibré.

Ensuite, terminons de compter le reste de nos éléments. Nous pouvons voir que nos atomes de sodium sont équilibrés, mais pas nos atomes de chlore. Nous avons donc ici deux éléments qui doivent être équilibrés. Commençons par équilibrer nos ions nitrate. En ajoutant deux comme coefficient devant notre nitrate de sodium, nous avons équilibré nos ions nitrate. Cependant, n’oubliez pas que cela change également le nombre d’atomes de sodium.

Maintenant, nous devons rééquilibrer nos atomes de sodium. Nous en avons deux du côté des produits et un seul du côté des réactifs. Ajoutons donc un coefficient de deux devant notre réactif chlorure de sodium. N’oubliez pas que cela modifie également le nombre d’atomes de chlore. Alors maintenant, nos atomes de sodium sont équilibrés, passons à nos chlores.

Lorsque nous arrivons à la vérification de nos chlores, nous pouvons voir qu’en fait nous les avons déjà équilibrés. Et une vérification rapide de tous nos numéros montre que c’est maintenant notre équation équilibrée finale avec les symboles de l’état.

Nous avons maintenant une procédure par laquelle nous pouvons essayer d’équilibrer les équations, et un petit raccourci pratique pour les ions polyatomiques impliqués. Utilisons donc cela sur quelques questions.

Le bromure de gallium(III) peut être produit par la réaction du gallium avec le brome. Écrivez une équation moléculaire équilibrée pour cette réaction, Y compris les symboles de l’état.

Cette question nous demande d’écrire une équation chimique à partir des informations sur une réaction donnée. Plus important encore, on nous demande une équation moléculaire équilibrée. Quand une équation est équilibrée, elle obéit à la loi de conservation de la masse. Cela signifie en pratique que nous devons avoir le même nombre d’atomes de chaque élément à la fois du côté des réactifs et du côté des produits.

Commençons par écrire notre équation en extrayant les réactifs et les produits des informations fournies. On nous dit que cette réaction produit du bromure de gallium(III). Donc, cela doit être notre produit. Maintenant, nous avons juste besoin des réactifs. On nous dit dans la question qu’il s’agit de gallium et de brome. Le symbole chimique du gallium est Ga. On le trouve dans le tableau périodique juste en dessous de l’aluminium. Le symbole du brome est Br. Cependant, n’oubliez pas que le brome existe sous forme diatomique. Donc, en réalité, c’est Br2.

Maintenant, nous devons simplement déterminer la formule pour le bromure de gallium(III). Rappelez-vous que le brome forme un anion négatif. Cet anion Br- est appelé bromure. On nous dit que nous avons du gallium(III) dans notre bromure de gallium. Cela signifie donc que nous avons le gallium(III) plus comme cation. La formule du bromure de gallium ne peut pas être GaBr. En effet, les charges ne sont pas équilibrées. Nous avons besoin de deux charges négatives supplémentaires du bromure pour équilibrer la charge de trois plus sur le gallium. Nous pouvons faire ça en ajoutant deux anions de bromure supplémentaires. Notre formule pour le bromure de gallium(III) est donc le GaBr3.

Ensuite, nous devons équilibrer notre équation. Pour équilibrer notre équation, commençons par le réactif principal. Dans ce cas, allons-y avec le gallium. Nous avons un gallium du côté des réactifs et un du côté des produits. Donc, pour l’instant, les atomes de gallium sont équilibrés. Ensuite, nous arrivons au brome. Nous pouvons voir que nous avons deux atomes de brome à gauche mais trois à droite. Donc, ce n’est pas encore équilibré.

Nous devons modifier nos coefficients pour équilibrer nos bromes. Idéalement, nous voulons un autre atome de brome du côté des réactifs. Nous pourrions donc placer un coefficient de trois sur deux devant notre Br2. Cela nous donnerait trois atomes de brome des deux côtés de notre réaction, ce qui la rendrait équilibrée.

Cependant, il n’est pas toujours agréable d’avoir des coefficients fractionnaires. Alors débarrassons-nous de notre fraction en multipliant la réaction entière par deux. Cela double simplement le nombre de tous les atomes des deux côtés de notre équation. Donc, elle est toujours équilibrée. Mais nous pouvons toujours revérifier juste pour être sûr.

Enfin, nous devons ajouter nos symboles de l’état. Les symboles de l’état nous indiquent si nos réactifs ou nos produits sont des solides, des liquides, des gaz ou des solutions aqueuses. Le brome est bien sûr un liquide à température ambiante. Le gallium est techniquement un solide à température ambiante. Mais pour cette réaction, il va falloir qu’il soit chauffé. Fait intéressant, le point de fusion du gallium est légèrement supérieur à la température ambiante. Donc, c’est un métal qui peut fondre dans votre main. Nous allons donc noter le gallium comme un liquide. Le bromure de gallium est une poudre blanche, nous pouvons donc le noter comme un solide. Voici donc notre équation moléculaire équilibrée.

Résumons nos points clés. Les équations de réaction équilibrées obéissent à la loi de conservation de la masse. Cela signifie qu’une réaction équilibrée aura le même nombre d’atomes de chaque élément du côté des réactifs que du côté des produits. La procédure pour équilibrer des équations est parfois une approche par la méthode essai-erreur. Mais avec l’entrainement, vous vous améliorerez. La méthode générale consiste à commencer par votre réactif principal, ajuster les coefficients et revérifier, en répétant ce processus jusqu’à ce que votre équation soit équilibrée.

Nous avons également vu qu’il existe un raccourci que vous pouvez utiliser lorsque nous avons affaire à des ions polyatomiques. Nous pouvons équilibrer les ions polyatomiques comme le nitrate et le sulfate comme si il s’agissait d’une seule unité, ce qui simplifie beaucoup la vie. Rappelez-vous cependant que cela ne fonctionne que si l’ion polyatomique est présent des deux côtés de notre équation de réaction.

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