Demi-équations et équilibrage redox

Un couple $\mathrm{Ox}/\mathrm{Red}$ est relié par :

Les électrons figurent toujours du côté de l'oxydant (l'espèce qui les capte). Leur nombre est $n=\mathrm{n.o.}(\text{oxydant})-\mathrm{n.o.}(\text{réducteur})$, compté sur tous les atomes qui changent de n.o.

1. Équilibrer l'élément qui change de n.o. (rapport « 1 pour 1 »).
2. Ajouter les électrons : $n=\Delta\mathrm{n.o.}$, du côté de l'oxydant.
3. Équilibrer l'oxygène en ajoutant des $\ce{H2O}$ du côté qui en manque.
4. Équilibrer l'hydrogène en ajoutant des $\ce{H+}$ de l'autre côté.
5. Contrôler : même nombre de chaque atome et même charge des deux côtés.

Couple $\ce{MnO4^-}$/$\ce{Mn^{2+}}$ : Mn passe de $+\mathrm{VII}$ à $+\mathrm{II}$, soit $n=5$.

Contrôle des charges : à gauche $-1+8-5=+2$, à droite $+2$.

On équilibre d'abord comme en milieu acide, puis on ajoute autant d'ions $\ce{OH^-}$ des deux côtés qu'il y a de $\ce{H+}$. Chaque $\ce{H+ + OH^-}$ devient une $\ce{H2O}$, et l'on simplifie les $\ce{H2O}$ en excès. (En milieu basique, les $\ce{H+}$ libres n'existent pas.)

Multiplier chaque demi-équation pour que les deux échangent le même nombre d'électrons (leur PPCM), les additionner membre à membre, puis simplifier les électrons, $\ce{H2O}$, $\ce{H+}$ (ou $\ce{OH^-}$) communs et les ions spectateurs.

• Rapport « 1 pour 1 » : pour $\ce{Cr2O7^{2-} <=> 2 Cr^{3+}}$, il y a 2 Cr, donc $n=2\times 3=6$ électrons (et non 3). Multiplier aussi les électrons !
• Les ions spectateurs ($\ce{Na+}$, $\ce{K+}$, $\ce{Cl^-}$, $\ce{SO4^{2-}}$…) ne changent pas de n.o. : ils disparaissent de l'équation redox simplifiée.
• $\ce{H+}$ et $\ce{H3O+}$ sont équivalents ($\ce{H3O+}=\ce{H+}+\ce{H2O}$) : on peut équilibrer avec l'un ou l'autre.