Équation chimique
Une équation chimique est un écrit symbolique qui modélise la transformation de molécules et d'atomes lors d'une réaction chimique. Elle peut se présenter sous plusieurs formes:
- réactifs → produits (réaction chimique irréversible; forme la plus courante dans les livres de chimie)
- réactifs → produits + énergie (réaction chimique irréversible)
- réactifs ⇌ produits + électrons + énergie (réaction d'oxydo-réduction réversible)
Par exemple, la combustion du méthane dans l'oxygène est décrite par:
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O,
N2 + 3H2 ⇌ 2NH3 + 92.4 kJ
Les équations chimiques sont appelées parfois équations de réaction ou équations bilan.
Description
Chaque molécule est représentée par sa formule chimique : brute, semi-développée ou développée plane (voir aussi Représentation des molécules). Les atomes d'une molécule sont écrits groupés, le nombre d'atomes au sein de la molécule est indiqué après le symbole chimique, en indice, par exemple : la molécule d'eau H2O est composée de deux atomes d'hydrogène et d'un atome d'oxygène. Pour un cristal monoatomique, on note simplement l'atome, par exemple Fe pour un cristal de fer. Si un cristal est composé de plusieurs espèces chimiques, on indique une maille (ou une sous-maille) comme une molécule, par exemple Al2O3 pour un cristal d'alumine.
Combustion du méthane dans le dioxygène
La réaction chimique est représentée par une flèche allant vers la droite. Les réactifs sont indiqués à gauche de la flèche, les produits de réaction à droite. S'il faut plusieurs molécules de même nature pour la réaction, on indique ce nombre (entier) avant la molécule ; ce nombre est appelé « coefficient stœchiométrique ». Par exemple, l'équation chimique de la combustion complète du méthane dans le dioxygène est
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
Le bilan du nombre d'atomes à gauche et à droite doit être équilibré (ci-dessus : de chaque côté de la flèche, on a un atome C, quatre atomes H et quatre atomes O).
Les coefficients stœchiométriques sont donc des entiers. Cependant, pour simplifier l'écriture dans certains cas, on divise tous les coefficients par un même entier, on a donc des coefficients fractionnaires, mais il s'agit d'un artifice de notation.
Si la réaction peut se faire dans les deux sens (équilibre), on note deux flèches superposées, une allant vers la droite, l'autre vers la gauche : « ⇆ » ou « ⇋ ». Lorsque ce caractère n'est pas disponible, on utilise un signe égal « = » ou parfois une double flèche « ↔ » (bien que cette notation ne soit pas très répandue). Par exemple, la dissociation de l'eau peut être notée par
2H2O ⇆ H3O+ + OH-
ou
2H2O = H3O+ + OH-
ou
2H2O ↔ H3O+ + OH-
Les signes « + » et « - » en exposant indiquent la charge portée par les ions.
Équilibrage
L'équilibrage d'une équation chimique permet aux étudiants de mieux comprendre la notion de conservation des espèces lors d'une réaction chimique. Dans la pratique, une équation équilibrée permet de prédire les quantité de réactifs optimales, et les quantités de produits de réaction générés, ainsi que l'énergie nécessaire à amorcer la réaction, ainsi que l'énergie dégagée.
Il existe différentes méthodes pour équilibrer les atomes en jeu dans une réaction chimique :
- par tâtonnements
- par ajustements successifs
- algébriquement
La première méthode est efficace lorsqu'il y a peu d'atomes et peu de molécules en jeu, le mot « peu » variant d'un individu à l'autre. La deuxième est le plus souvent utilisée par des personnes possédant une facilité certaine à manipuler de tête les expressions numériques. La troisième mène invariablement à une solution, mais est plus difficile à mettre en oeuvre.
Objectif : Équilibrer par ajustements successifs l'équation de la création de l'eau.
1. Ébauche de l'équation
Les réactifs sont H2 et O2, alors que le produit est H2O.
On cherche à équilibrer l’équation :
H2 + O2 → H2O
2. Hypothèse de départ
On suppose que chaque coefficient est 1:
1 H2 + 1 O2 → 1 H2O
3. Équilibrage de gauche à droite
À gauche de l'équation, compter les atomes de chaque élément chimique. Y a-t-il le même nombre de cet atome à droite ?
Il y a deux H à gauche, tout comme à droite. Les coefficients sont conservés.
Il y a deux O à gauche, mais un seul à droite. Changeons le coefficient à droite par 2. Nous sommes rendus à
1 H2 + 1 O2 → 1 2 H2O
4. Équilibrage de droite à gauche
Un coefficient à droite ayant changé, compter les atomes de l'autre élément chimique dans la molécule. Y a-t-il le même nombre de cet atome à gauche ?
Il y a maintenant 4 H à droite (le coefficient 2 multiple tant H2 que O). Il faut donc changer le coefficient à gauche par 2. Nous avons
1 2 H2 + 1 O2 → 1 2 H2O
5. Équation équilibrée ?
Vérifier que le compte de chaque atome à gauche est le même qu'à droite.
Après calculs des atomes, l'équation est équilibrée.
Si elle n'était pas équilibrée, retourner à l'étape 3 en conservant les coefficients calculés jusqu'à maintenant.
Réaction chimique complexe
Objectif : équilibrer l'équation chimique K4Fe(CN)6 + H2SO4 + H2O → K2SO4 + FeSO4 + (NH4)2SO4 + CO.
Il est possible d'appliquer la méthode des ajustements successifs à cette équation, mais le risque d'erreur est élevé. On lui préférera la méthode algébrique.
1. Affecter une variable à chaque coefficient
a K4Fe(CN)6 + b H2SO4 + c H2O → d K2SO4 + e FeSO4 + f (NH4)2SO4 + g CO
2. Imposer l'équilibre à chaque atome
Le même nombre d'atomes doit apparaître de chaque côté de l'équation:
K: 4a = 2d
Fe: 1a = 1e
C: 6a = g
N: 6a = 2f
H: 2b+2c = 8f
S: b = d+e+f
O: 4b+c = 4d+4e+4f+g
3. Résoudre le système d'équation
(La susbstitution directe est souvent efficace.)
d=2a
e=a
g=6a
f=3a
b=6a
c=6a
Puisque tous les coefficients dépendent de a, choisir a=1 (le plus petit nombre entier positif), d'où
a=1, b=6, c=6, d=2, e=1, f=3 et g=6
4. Inscrire les coefficients calculés
K4Fe(CN)6 + 6 H2SO4 + 6 H2O → 2 K2SO4 + FeSO4 + 3 (NH4)2SO4 + 6 CO
Objectif : écrire la demi-équation pour le couple redox IO3-/I- en milieu basique.
1. Ébauche de l'équation
Il s’agit de la relation la plus simple entre réducteur et oxydant. Dans un premier temps, on n'écrit pas de coefficient stœchiométriques.
On cherche alors à équilibrer l’équation :
I- → IO3-
2. Équilibre des atomes de l’élément commun entre oxydant et réducteur
Dans notre cas, il s’agit de l’iode.
L’iode est déjà équilibré dans la réaction. On ne touche donc à rien.
Puisque l'on est en solution aqueuse, l'eau est le fournisseur le plus probable d'atomes d'oxygène, on ajoute des molécules H2O pour établir l’équilibre :
I- + 3 H2O→ IO3-
Note : Si l’on n’est pas dans une solution aqueuse mais dans l'air, on ajoute O2 (le dioxygène est alors le fournisseur le plus probable d'atomes d'oxygène) ; notons qu'il existe aussi du dioxygène dissout dans l'eau, ainsi que de la vapeur d'eau dans l'air, mais nous négligeons ces phénomènes pour l'exercice.
Dans l'eau, les atomes d'hydrogène se retrouvent probablement sous la forme d'ion oxonium ; on ajoute donc des ions H+
I- + 3 H2O → 6 H+ + IO3-
On ajoute des électrons afin d'avoir la neutralité électrique
I- + 3 H2O → 6 H+ + IO3- + 6 e-
Note : les électrons doivent apparaître du côté de l’oxydant. Si ce n’était pas le cas, il doit forcément se trouver une erreur en amont.
6. Milieu basique
On ajoute OH- de part et d’autre de l’équation afin de neutraliser les ions H+ :
I- + 3 H2O + 6 OH- → 6 H+ + IO3- + 6 e- + 6 OH-
Puisque :
OH- + H+ → H2O
On trouve :
I- + 3 H2O+ 6 OH- → 6 H2O + IO3- + 6e-
Puis après simplification:
I- + 6 OH- → 3 H2O + IO3- + 6 e-
7. Validation de l'équation
Vérifier que les molécules et les atomes du départ sont présents.
Vérifier que le compte des atomes à gauche est égal au compte des atomes à droite.
Anecdote
