Équation redox Équilibreur
Équilibrez les équations d’oxydoréduction en milieu acide ou basique et voyez les étapes des demi-équations.
Essayez un exemple :
Équation équilibrée
MnO₄⁻ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O
Milieu acide
- Atomes équilibrés
- Charge équilibrée
- Électrons transférés : 5 e⁻
Méthode des demi-équationsComment l’équation a été équilibrée
Étape 1 — Séparez la réaction
Oxydation
Fe²⁺ → Fe³⁺
Réduction
MnO₄⁻ → Mn²⁺
Étape 2 — Équilibrez chaque demi-équation
Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
Étape 3 — Égalisez les électrons
Multiplier par 5 :
5Fe²⁺ → 5Fe³⁺ + 5e⁻
Demi-équation de réduction :
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
Étape 4 — Additionnez les demi-équations
Les électrons s’annulent et donnent l’équation finale.
Vérifiez l’équilibrage
| Élément | Réactifs | Produits |
|---|---|---|
| Fe | 5 | 5 |
| H | 8 | 8 |
| Mn | 1 | 1 |
| O | 4 | 4 |
Charge totale : +17 = +17
Réactifs: MnO₄⁻ = -1 · 5Fe²⁺ = +10 · 8H⁺ = +8
Produits: Mn²⁺ = +2 · 5Fe³⁺ = +15
Totalement équilibrée
Oxydation
Fe²⁺ → Fe³⁺ + e⁻
Iron perd des électrons.
Réduction
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
Manganese gagne des électrons.
Électrons transférés : 5 e⁻
Qu’est-ce qu’une équation redox ?
Une réaction redox (oxydoréduction) déplace des électrons d’une espèce vers une autre. L’oxydation est une perte d’électrons, la réduction est un gain d’électrons.
Méthode
Comment marche l’équilibrage redox
Le calculateur utilise la méthode des demi-équations :
Séparez oxydation et réduction
Divisez l’équation en deux demi-équations.
Équilibrez les atomes de chaque demi-équation
Équilibrez d’abord les autres éléments. Puis équilibrez l’oxygène avec H₂O et l’hydrogène avec H⁺ en milieu acide ou OH⁻ en milieu basique.
Équilibrez la charge avec des électrons
Ajoutez des électrons du côté le plus positif de chaque demi-équation.
Égalisez les électrons puis combinez
Multipliez les demi-équations pour annuler les électrons, puis additionnez-les.
Milieu acide ou basique
| Aspect | Acide | Basique |
|---|---|---|
| Équilibrage de l’oxygène | H₂O | H₂O |
| Équilibrage de l’hydrogène | H⁺ | OH⁻ |
| Équilibrage de la charge | e⁻ | e⁻ |
Le type de milieu compte car les réactions en milieu acide et basique n’utilisent pas les mêmes espèces pour équilibrer hydrogène et oxygène.
Une erreur fréquente
Ne changez pas les indices dans une formule chimique pour équilibrer une réaction. Changez plutôt les coefficients devant les formules.
Vérifiez que le milieu correspond aux conditions de la réaction. Les milieux acide et basique peuvent donner des équations équilibrées différentes.
Exemple détaillé
Permanganate + fer(II) en milieu acide
Entrée :
MnO₄⁻ + Fe²⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺
MnO₄⁻ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O
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FAQ
Questions fréquentes
Qu’est-ce qu’une équation redox ?
Une équation redox décrit une réaction où des électrons passent d’une espèce à une autre.
Qu’est-ce que la méthode des demi-équations ?
Elle sépare l’oxydation et la réduction en deux demi-équations, équilibre chacune, puis les combine après avoir égalisé les électrons.
Faut-il choisir acide ou basique ?
Choisissez le milieu qui correspond aux conditions de la réaction. Les espèces utilisées et l’équation finale peuvent différer entre milieu acide et basique.
Faut-il entrer H⁺, OH⁻, H₂O ou les électrons ?
Non. Entrez les espèces principales de la réaction. Le calculateur ajoute seul les espèces d’équilibrage nécessaires.
Pourquoi faut-il équilibrer la charge ?
Une équation redox doit conserver à la fois les atomes et la charge électrique totale.
Puis-je l’utiliser pour des équations ioniques ?
Oui. Entrez les espèces ioniques et leurs charges, comme MnO₄⁻, Fe²⁺ ou Cr₂O₇²⁻.