Équilibrer une équation chimique

Une réaction chimique réarrange les atomes sans en créer ni en détruire : c’est la loi de conservation de la masse établie par Lavoisier. L’équation qui la représente doit donc compter exactement les mêmes atomes à gauche (réactifs) et à droite (produits). On y parvient en choisissant des coefficients stœchiométriques, jamais en modifiant les formules.

Ce qui doit être conservé

1. Les éléments : chaque élément présent d’un côté doit l’être de l’autre, en même nombre.
2. Les charges : si l’équation fait intervenir des ions ou des électrons, la somme des charges doit être identique des deux côtés.

On écrit les plus petits coefficients entiers possibles ; le coefficient 1 ne s’écrit pas.

La méthode pas à pas

1. Écrire les formules correctes des réactifs et des produits.
2. Commencer par l’élément qui apparaît dans le moins de formules, en général un métal ou le carbone.
3. Garder pour la fin les éléments présents dans plusieurs formules, souvent l’hydrogène puis l’oxygène, et les corps simples (O₂, H₂, Fe), dont le coefficient n’affecte qu’un seul élément.
4. Ajuster un élément à la fois, puis recompter tous les autres.
5. Éliminer les fractions en multipliant tous les coefficients par le même nombre.
6. Vérifier élément par élément, et les charges.

Exemples corrigés

Combustion du méthane

Équation non équilibrée : CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O

• Carbone : 1 à gauche, 1 à droite, déjà équilibré.
• Hydrogène : 4 à gauche, 2 à droite ; on place 2 devant H₂O.
• Oxygène : à droite 2 (CO₂) + 2 (2 H₂O) = 4 ; on place 2 devant O₂.

CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O

Vérification : C 1 = 1 ; H 4 = 4 ; O 4 = 4.

Combustion du propane

C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

• C : 3 CO₂.
• H : 8 atomes, donc 4 H₂O.
• O : à droite 3 × 2 + 4 = 10, donc 5 O₂.

C₃H₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O

Avec une fraction : l’éthane

C₂H₆ + O₂ → CO₂ + H₂O

• C : 2 CO₂ ; H : 3 H₂O ; O à droite : 4 + 3 = 7, d’où 7/2 O₂.
• On multiplie tout par 2.

2 C₂H₆ + 7 O₂ → 4 CO₂ + 6 H₂O

Formation de la rouille (oxyde de fer III)

Fe + O₂ → Fe₂O₃

• O : 2 à gauche, 3 à droite ; le plus petit multiple commun est 6 : 3 O₂ et 2 Fe₂O₃.
• Fe : 4 à droite, donc 4 Fe.

4 Fe + 3 O₂ → 2 Fe₂O₃

Avec des ions : précipitation

Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl. Atomes : 1 Ag, 1 Cl de chaque côté. Charges : (+1) + (−1) = 0 à gauche, 0 à droite. L’équation est équilibrée.

Réaction d’un métal avec un acide

Zn + H⁺ → Zn²⁺ + H₂

• H : 2 H⁺ pour former H₂.
• Charges : 2 × (+1) = +2 à gauche, +2 à droite.

Zn + 2 H⁺ → Zn²⁺ + H₂

Les groupes d’atomes

Quand un ion polyatomique (SO₄²⁻, NO₃⁻, PO₄³⁻) se retrouve intact des deux côtés, on peut l’équilibrer comme un bloc. Exemple : H₂SO₄ + 2 NaOH → Na₂SO₄ + 2 H₂O, où le groupe SO₄ reste entier.

Les cas difficiles : l’oxydoréduction

Pour les réactions d'oxydoréduction complexes (permanganate, dichromate), la méthode par essais est fastidieuse. On écrit séparément les deux demi-équations électroniques, on les équilibre (éléments, puis O avec H₂O, puis H avec H⁺, puis charges avec e⁻), et on les combine pour que les électrons s’annulent. Une alternative consiste à équilibrer les variations de nombres d’oxydation.

Après l’équilibrage

Les coefficients donnent les proportions dans lesquelles les espèces réagissent, en molécules comme en moles. C’est le point de départ de tous les calculs de quantités : voir la stœchiométrie.

Questions fréquentes

Pourquoi faut-il équilibrer une équation ?

Parce que les atomes se conservent pendant une réaction. Une équation non équilibrée décrirait une création ou une disparition de matière, ce qui est impossible.

Peut-on mettre des fractions comme coefficients ?

Provisoirement oui, pendant le calcul. La convention veut qu’on écrive ensuite les plus petits entiers, en multipliant tous les coefficients par le même nombre. En thermochimie, on garde parfois une fraction pour rapporter l’énergie à une mole d’un produit.

Par quel élément commencer ?

Par celui qui n’apparaît que dans une formule de chaque côté, souvent le carbone ou un métal. L’hydrogène et l’oxygène, présents partout, se traitent en dernier.