Les réactions d'oxydation-réduction, ou « redox », représentent l'une des principales classifications des réactions en chimie. Les réactions impliquent nécessairement le transfert d'électrons d'une espèce à une autre. Les chimistes appellent la perte d'électrons une oxydation et le gain d'électrons une réduction. L'équilibrage d'une équation chimique fait référence au processus d'ajustement du nombre de chaque réactif et produit de sorte que les composés sur les côtés gauche et droit de la flèche de réaction - les réactifs et les produits, respectivement - contiennent le même nombre de chaque type de atome. Ce processus représente une conséquence de la première loi de la thermodynamique, qui stipule que la matière ne peut être ni créée ni détruite. Les réactions d'oxydoréduction vont encore plus loin en équilibrant également le nombre d'électrons de chaque côté de la flèche car, comme les atomes, les électrons possèdent une masse et sont donc régis par la première loi de thermodynamique.
Écrivez l'équation chimique déséquilibrée sur une feuille de papier et identifiez les espèces oxydées et réduites en examinant les charges sur les atomes. Par exemple, considérons la réaction déséquilibrée de l'ion permanganate, MnO4(-), où (-) représente une charge sur l'ion de un négatif, et l'ion oxalate, C2O4(2-) en présence d'un acide, H(+): MnO4(-) + C2O4(2-) + H(+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. L'oxygène assume presque toujours une charge de moins deux dans les composés. Ainsi, MnO4(-), si chaque oxygène maintient une charge négative de deux et que la charge globale est négative de un, alors le manganèse doit présenter une charge de sept positif. Le carbone dans C2O4(2-) présente également une charge positive de trois. Côté produit, le manganèse possède une charge positive de deux et le carbone est positif de quatre. Ainsi, dans cette réaction, le manganèse est réduit car sa charge diminue et le carbone s'oxyde car sa charge augmente.
Écrivez des réactions séparées - appelées demi-réactions - pour les processus d'oxydation et de réduction et incluez les électrons. Le Mn(+7) dans MnO4(-) devient Mn(+2) en prenant cinq électrons supplémentaires (7 - 2 = 5). Cependant, tout oxygène dans le MnO4(-) doit devenir de l'eau, H2O, en tant que sous-produit, et l'eau ne peut pas se former avec des atomes d'hydrogène, H(+). Par conséquent, les protons, H(+) doivent être ajoutés au côté gauche de l'équation. La demi-réaction équilibrée devient maintenant MnO4(-) + 8 H(+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, où e représente un électron. La demi-réaction d'oxydation devient de même C2O4(2-) - 2e → 2 CO2.
Équilibrez la réaction globale en vous assurant que le nombre d'électrons dans les demi-réactions d'oxydation et de réduction est égal. Poursuivant l'exemple précédent, l'oxydation de l'ion oxalate, C2O4(2-), ne fait intervenir que deux électrons, alors que la réduction du manganèse en implique cinq. Par conséquent, toute la demi-réaction du manganèse doit être multipliée par deux et la totalité de la réaction d'oxalate doit être multipliée par cinq. Cela portera le nombre d'électrons dans chaque demi-réaction à 10. Les deux demi-réactions deviennent maintenant 2 MnO4(-) + 16 H(+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O, et 5 C2O4(2-) - 10 e → 10 CO2.
Obtenez l'équation globale équilibrée en additionnant les deux demi-réactions équilibrées. Notez que la réaction au manganèse comprend le gain de 10 électrons, alors que la réaction à l'oxalate implique la perte de 10 électrons. Les électrons s'annulent donc. Concrètement, cela signifie que cinq ions oxalate transfèrent un total de 10 électrons à deux ions permanganate. Une fois additionnée, l'équation globale équilibrée devient 2 MnO4(-) + 16 H(+) + 5 C2O4(2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, ce qui représente une équation redox équilibrée.
