Équation chimique

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Les composés sont formés de molécules ou de cristaux, qui eux-mêmes sont formés d'atomes. Au cours d'une réaction chimique, les composés s'échangent des atomes, ils se transforment en d'autres composés.

On représente ceci par des équations chimiques, appelées parfois équations de réaction ou équations bilan.

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 écrites groupées, 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.

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 la combustion complète du méthane dans le dioxygène

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).

Notez que la découverte de la notion de stœchiométrie, c'est-à-dire le fait que les produits chimiques réagissent en proportions entières, par John Dalton en 1804 fut l'un des arguments décisifs en faveur de la théorie atomique de la matière. 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 « ⇋ » (NB : ce sont des caractères unicode qui peuvent ne pas apparaître). 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

2H₂O ⇆ H₃O⁺ + OH^-

ou

2H₂O = H₃O⁺ + OH^-

ou

2H₂O ↔ H₃O⁺ + OH^-

Les signes plus et moins en exposant indiquent la charge portée par les ions.

Dans le cas de réactions en phase solide, on utilise la notation de Kröger et Vink.

[modifier] Équilibrage de l'équation

L'équilibrage d'une équation de réaction est un exercice classique destiné à faire comprendre aux étudiants 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.

[modifier] Exemple d'une réaction d'oxydo-réduction

Écrire la demi équation pour le couple redox IO₃^-/I^- en milieu basique.

Étape 1 

écriture de l'ébauche

Il s’agit de la relation la plus simple entre réducteur et

oxydant. Dans une premier temps, on n'écrit pas de coefficient stœchiométriques.

On cherche alors à équilibrer l’équation :

I^- → IO₃^-

Étape 2 

on équilibre les 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.

Étape 3 

on équilibre l’oxygène

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.

Étape 4 

on équilibre l’hydrogène

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^-

Étape 5 

On équilibre les charges

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.

Étape 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^-

Étape 7

on vérifie que tout est bon

[modifier] Voir aussi

• Réaction chimique