Calculs relatifs aux équations chimiques équilibrées

Comme nous le savons, un balancedl'équation chimique suit la loi de conversion de masse. Cette loi stipule que la masse ne peut être ni créée ni détruite. Cela signifie que la masse des réactifs doit être égale à la masse des produits. De plus, la charge globale des réactifs doit être égale à la charge globale des produits dans un balancedéquation chimique. Comprenons ce concept en équilibrant une équation simple.

À balancemasse, nous utilisons la masse en grammes. La masse en grammes doit être égale de la manière suivante. La masse du réactif est égale à la masse du produit. Dans l'illustration, nous pouvons voir que le nitrate de potassium se décompose pour former du nitrite de potassium et de l'oxygène gazeux. La masse du nitrate de potassium est de 4,04 g. La masse du nitrite de potassium est de 3,40 g. La masse d'oxygène formé est de 0,64 g. Si nous ajoutons la masse de nitrite de potassium et d'oxygène gazeux dans le produit, nous obtenons 4,04 g. C'est la masse des réactifs.

Certaines réactions chimiques impliquent des ions. Nous pouvons également balancela charge pour les réactions chimiques impliquant des ions. Nous pouvons voir sur l'illustration que le nitrate de potassium se décompose pour former du nitrite de potassium et de l'oxygène gazeux. La charge de potassium dans le nitrate de potassium est +1. La charge de l'ion nitrate dans le nitrate de potassium est -1. Donc la charge globale du réactif est (+1) + (-1) = 0.

Dans les produits de la réaction, la charge d’oxygène gazeux est nulle. La charge du potassium est +1et celui de l'ion nitrite est -1. Ainsi, la charge globale du nitrite de potassium est (+1) + (-1) = 0. Nous pouvons voir que la charge globale du réactif est nulle. Nous pouvons également voir que la charge globale du produit est également nulle. Ainsi, la charge des réactifs est égale à la charge des produits.

Laisse balancela masse et la charge d'une autre équation chimique. L'azote gazeux réagit avec l'hydrogène gazeux pour former de l'ammoniac. Nous allons d'abord balancela masse. La masse de l'azote est de 2100 g. La masse de l'hydrogène gazeux est de 450 g. Lorsque nous additionnons la masse des gaz azote et hydrogène, nous obtenons 2550 g. La masse des produits est également de 2550 g. Nous pouvons donc voir que la masse des réactifs est égale à la masse du produit.

Maintenant, nous allons balancela charge dans cette équation chimique. La charge de l'azote gazeux est nulle. La charge du gaz hydrogène est nulleLa charge d’ammoniac est également nulle. Nous pouvons observer que la charge globale des réactifs est nulle. Il est égal à la charge globale des produits.

Maintenant, nous allons balanceles équations nucléaires. C'est une équation dans laquelle un noyau se transforme en un nouvel élément. Cela se produit par le bombardement de neutrons ou par l’émission de particules alpha ou bêta. Pour équilibrer une équation nucléaire, nous devons balancele nombre de masse des deux côtés de l'équation. Ensuite, nous travaillons sur le numéro atomique qui représente la charge nucléaire. L'équilibrage des équations nucléaires se fait en trouvant l'élément manquant dans l'équation. Cela se fait en équilibrant le nombre de masse et le numéro atomique des deux côtés de l'équation.

Dans l’exemple illustré, nous avons un isotope de carbone. C'est un ¹⁴Csubissant une désintégration bêta. Cela signifie qu'il émet une particule bêta ou un électron. Quel est l’élément manquant dans cette réaction ? Pour cela, il faut s’assurer que la réaction est équilibrée. Ici 6du carbone représente le numéro atomique qui est également égal au nombre de protons dans l'élément carbone. 14du carbone représente un nombre de masse. C'est la somme des protons et des neutrons.

Donc cet isotope de carbone a 6 protons et 8 neutrons. À balancel'équation nous devons nous assurer que la masse est égale des deux côtés. Nous devons également nous assurer que la charge nucléaire totale est la même. Du côté droit de l’équation, l’électron a une masse nulle. Nous avons donc besoin d’un élément avec un nombre de masse de quatorze. Sur le côté gauche de l’équation, la charge nucléaire est de six. Sur le côté droit, l'électron a une charge nucléaire négative. Nous avons besoin d’un élément avec 7 charges nucléaires.

Pour cela, nous utilisons le tableau périodique. Le nombre de masse peut varier mais le numéro atomique est spécifique à chaque élément. L'azote est l'élément manquant. C'est parce que son numéro atomique est sept et son numéro de masse est quatorze. Maintenant, la charge nucléaire est la même des deux côtés de l’équation. Le nombre de masse est également le même. Cette équation est équilibrée. Voyons un autre exemple dans lequelL'azote 14 est bombardé de neutrons. Le résultat est de l’hydrogène et d’un élément manquant.

Commençons par le nombre de masse car nous savons que sur le côté gauche, la masse est de quinze. Sur le côté droit, la masse est une. Nous avons donc besoin d’un élément avec un nombre de masse de quatorze. Maintenant, calculons le numéro atomique qui représente également la charge nucléaire. Sur le côté gauche, nous avons une valeur de numéro atomique de 7. Sur le côté droit, nous avons un numéro atomique de 1 et un autre élément manquant. Nous avons donc besoin d’un élément avec 6 numéros atomiques pour balancecette équation. En utilisant le tableau périodique, nous obtenons l’élément manquant : le carbone 14. C'est un isotope du carbone. Maintenant, cette équation nucléaire est équilibrée.

La règle générale pour équilibrer des équations chimiques simples est que nous ne pouvons modifier que les coefficients. Ce sont les nombres devant les atomes. Les nombres après les atomes sont des indices. Ils ne peuvent pas être modifiés. Les coefficients sont modifiés afin de balanceéquation. Nous y parvenons en faisant en sorte que le nombre d’atomes d’un élément du côté réactif soit égal au nombre d’atomes de l’élément du côté produit. S'il n'y a pas de coefficient écrit, nous supposons qu'il est égal à un.

L'introspection est une méthode d'auto-test ouauto-observation. Cela signifie « regarder à l’intérieur ». Dans cette méthode, nous observons l'équation chimique et déterminons si la charge, la masse ou le nombre d'atomes doivent être équilibrés. Dans l'illustration donnée, l'oxyde de fer réagit avec le carbonepour former du fer métallique et du gaz carbonique.

Voyons d’abord si la charge est équilibrée. Nous pouvons observer que la charge globale des réactifs est nulle. Nous pouvons également observer que la charge globale des produits est nulle. Ainsi, la charge des réactifs est égale à la charge des produits. Nous allons maintenant rechercher le nombre d’atomes de chaque élément dans les réactifs. Nous observerons s’ils sont équilibrés. Comme nous pouvons le voir, il y a deux atomes de fer du côté du réactif. Il y a également un atome de fer du côté du produit. Il y a également 3 atomes d'oxygène du côté réactif et deux atomes d'oxygène du côté produit. Le nombre d'atomes de carbone est égal des deux côtés.

Nous allons d'abord balanceles atomes de fer en plaçant le coefficient deux sur le côté gauche du feroxyde. Nous avons donc maintenant 4 atomes de fer et 6 atomes d’oxygène sur le côté gauche. Nous placerons le coefficient 4 sur le côté gauche du fer du côté du produit. Le nombre d'atomes de fer est désormaiséquilibré. Nous mettrons le coefficient 3 surcôté gauche du dioxyde de carbone dans le produitcôté. Nous pouvons voir le nombre d'oxygèneles atomes sont maintenant équilibrés. Pour équilibrer les trois atomes de carbone du côté produit, nous mettrons le coefficient 3 sur le carbone du côté réactif.

Laissez-nous balanceune autre équation. L'hydrogène gazeux réagit avec l'oxygène gazeux pour former de l'eau. Il y a deux atomes d'hydrogène du côté du réactif. Il y a deux atomes d'hydrogène du côté du produit. Le nombre d'atomes d'oxygène du côté du réactif est de deux et celui du côté du produit est de un.

Essayons d'abord de balanceles atomes d'oxygène. Nous allons mettre le coefficient deux sur l'eau et nous avons maintenant deux atomes d'oxygène du côté du produit. Ainsi, les atomes d’oxygène sont balanceddes deux côtés. Mais le nombre d’atomes d’hydrogène est désormais déséquilibré. C'est parce qu'il y a quatre atomes d'hydrogène du côté du produit et deux atomes d'hydrogène du côté du réactif. À balanceles atomes d'hydrogène, nous mettrons le coefficient deux sur l'hydrogène gazeux du côté réactif. Maintenant nous avons balancedéquation chimique telle qu'illustrée.

Équilibrage des équations redox. Les réactions d’oxydoréduction sont communément appelées réactions redox. Cela implique le déplacement d’électrons d’un élément à un autre. L'atome qui perd un électron est oxydé et l'atome qui gagne un électron est réduit. Les équations redox peuvent être balancedsoit par la méthode du nombre d'oxydation, soit par la méthode de la demi-réaction.

Dans la méthode du nombre d’oxydation, le nombre d’oxydation est compté dans son ensemble. Dans la méthode des demi-réactions, l’équation de la méthode est divisée en deux demi-réactions. Ces deux réactions sont une réaction d'oxydation et une réaction de réduction. Alors balancechaque moitié et ajoutez la partie pour obtenir un balancedéquation redox.

Nous allons d’abord utiliser la méthode du nombre d’oxydation pour balancel'équation redox. Le nombre d'oxydation est le nombre d'électrons perdus ou gagnés par un atome. Nous allons d’abord identifier le nombre d’oxydation de chaque atome dans l’équation. Nous identifierons ensuite le changement du nombre d’oxydation pour les atomes qui sont soit oxydés, soit réduits. Nous ajouterons ensuite ce nombre sous forme de coefficients de manière à ce que l’augmentation totale du nombre d’oxydation soit égale à la diminution totale du nombre d’oxydation. Alors nous balancetous les atomes restants autres que l'hydrogène et l'oxygène.

Dans l'exemple illustré, nous pouvons voir que l'état d'oxydation de l'azote passe de +5à +2. Ici, le changement du nombre d'oxydation est -3parce que l’azote a gagné trois électrons. Le nombre d'oxydation de Aschangé de plus trois à plus cinq. Il est donc oxydé et le changement de son nombre d'oxydation est +2parce qu'il a perdu deux électrons.

L’augmentation totale du nombre d’oxydation de l’azote est de 3. Donc, si nous multiplions trois par deux, nous obtenons 6. La diminution totale du nombre d'oxydation de Asest +2. Si nous multiplions ce 2 par 3, nous obtenons 6. Par conséquent, nous mettrons le coefficient 3 à H₃AsO₃et coefficient 2 à HNO₃. Nous pouvons voir maintenant que l’augmentation du nombre d’oxydation est égale à la diminution du nombre d’oxydation qui est de six.

Dans l’exemple donné, le zinc est réduit de zéro à +2état d'oxydation. L'hydrogène est oxydé à partir de +1à l'état d'oxydation zéro. Le changement du nombre d'oxydation du zinc est +2. Pour l'hydrogène, c'est -1. Nous allons multiplier -1avec deux pour obtenir moins deux. Nous avons multiplié HCl par deux. Nous pouvons maintenant voir que le changement du nombre d’oxydation du zinc est égal au changement du nombre d’oxydation de l’hydrogène après l’avoir multiplié par deux. Deux est ajouté comme coefficient à HCl. L'équation est balancedmaintenant.

Nous allons maintenant balancela réaction redox en la divisant en deux parties. Une partie est une réaction d’oxydation et l’autre est une réaction de réduction. Dans l’illustration donnée, nous avons une équation redox. Nous séparons la partie oxydation et la partie réduction et les écrivons séparément. ClO⁻s'appelle Hypochlorite. Il est en cours de réduction à Cl⁻. Le zinc subit une oxydation en Zn⁺²ion.

Maintenant, nous allons d'abord balanceatomes autres que l'hydrogène et l'oxygène en plaçant le coefficient soit du côté du réactif, soit du côté du produit. Nous pouvons voir que le chlore et le zinc sont déjà équilibrés. Alors maintenant nous allons balanceles atomes d'oxygène puis les atomes d'hydrogène. À balanceles atomes d'oxygène, nous ajouterons des molécules d'eau du côté opposé des atomes d'oxygène. Dans la partie réaction d'oxydation, il n'y a pas d'atomes d'oxygène. Dans la partie réduction, il y a un atome d'oxygène du côté du réactif. Nous allons donc ajouter une molécule d'eau côté produit. Les atomes d’oxygène sont maintenant équilibrés.

Nous allons maintenant balanceles atomes d'hydrogène. À balanceles atomes d'hydrogène, nous ajouterons des ions hydrogène du côté opposé de l'équation. Il n’y a pas d’atomes d’hydrogène dans la partie réaction d’oxydation. Pendant ce temps, il y a deux atomes d'hydrogène du côté du produit dans la partie réaction de réduction. Nous ajouterons deux ions hydrogène du côté du réactif. Maintenant, nous allons balancela charge. Pour balancela charge, nous ajouterons des électrons soit du côté du réactif, soit du côté du produit. Dans la réaction d'oxydation, nous pouvons voir que la charge du réactif est nulle. Pendant ce temps, la charge sur le produit est +2. Nous allons donc ajouter deux électrons du côté du produit pour que la charge globale soit égale à zéro. C'est la même chose que la charge globale des réactifs.

Allons-y balancela charge dans la réaction de réduction. Nous pouvons voir qu'il y a +2charge sur les ions hydrogène et -1charger sur ClO⁻ion. Donc la charge globale des réactifs est (+2) + (-1) = (+1). La charge globale côté produit est -1. Si nous ajoutons deux électrons du côté du réactif, nous obtiendrons une charge globale comme -1. Cela équivaut à la charge côté produits.

Dans l’étape suivante, nous multiplions l’ensemble par la moitié de l’équation de réduction et la moitié de l’équation d’oxydation. Nous procédons de telle manière que le nombre d’électrons des deux demi-réactions soit égal. Dans l'exemple donné, le nombre d'électrons est déjà égal. Nous allons combiner ces deux demi-réactions et soustraire tous les termes communs comme les électrons, les ions hydrogène ou les ions hydroxyde.

Nous avons maintenant la finale balancedréaction redox. Cette réaction est balanceden milieu acide. Si une réaction redox a lieu en milieu basique, dans l'étape finale, nous ajoutons des ions hydroxyde OH⁻. Nous l'ajoutons du côté où se trouvent les ions hydrogène et soustrayons toutes les molécules d'eau.