Équilibrage des Équations Chimiques

Contexte : La StœchiométrieBranche de la chimie qui étudie les relations quantitatives entre les réactifs et les produits dans les réactions chimiques..

L'équilibrage des équations chimiques est une compétence fondamentale en chimie. Elle repose sur un principe essentiel : la loi de conservation de la massePrincipe selon lequel, lors d'une réaction chimique dans un système fermé, la masse totale des réactifs est égale à la masse totale des produits. "Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme." - Lavoisier. Cela signifie que le nombre d'atomes de chaque élément doit être identique de part et d'autre de la flèche de réaction. Cet exercice vous guidera à travers la logique et la méthode pour équilibrer diverses équations.

Remarque Pédagogique : Cet exercice vous apprendra à ajuster les coefficients stœchiométriquesLes nombres placés devant les formules des réactifs et des produits dans une équation chimique pour l'équilibrer. pour respecter la conservation de la matière, une étape cruciale pour toute analyse quantitative en chimie.

Objectifs Pédagogiques

Comprendre et appliquer la loi de conservation de la masse.
Maîtriser la méthode d'inspection pour équilibrer les équations.
Distinguer les indices dans une formule chimique des coefficients stœchiométriques.
Interpréter les proportions des réactifs et produits dans une réaction équilibrée.

Équations à Équilibrer

L'objectif est de trouver les bons coefficients stœchiométriques pour les réactions chimiques suivantes, qui sont présentées sous leur forme non équilibrée.

Exemple : Synthèse de l'eau

Questions à traiter

Pour chaque réaction ci-dessous, déterminez la série de coefficients entiers les plus petits possibles qui équilibre l'équation chimique.

Combustion du méthane : \(\text{CH}_4 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}\)
Synthèse de l'ammoniac : \(\text{N}_2 + \text{H}_2 \rightarrow \text{NH}_3\)
Réaction du phosphore avec l'oxygène : \(\text{P}_4 + \text{O}_2 \rightarrow \text{P}_2\text{O}_5\)
Décomposition du peroxyde d'hydrogène : \(\text{H}_2\text{O}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O} + \text{O}_2\)
Réaction de l'hydroxyde de calcium avec l'acide phosphorique : \(\text{Ca(OH)}_2 + \text{H}_3\text{PO}_4 \rightarrow \text{Ca}_3(\text{PO}_4)_2 + \text{H}_2\text{O}\)

Les bases de l'Équilibrage Chimique

Une équation chimique est une représentation symbolique d'une réaction. Pour qu'elle soit correcte, elle doit obéir à la loi de conservation de la masse.

1. Loi de Conservation de la Masse
Formulée par Antoine Lavoisier, cette loi stipule que la matière ne peut être ni créée ni détruite. Dans le contexte d'une réaction chimique, cela signifie que le nombre d'atomes de chaque élément doit être le même dans les réactifs (côté gauche de la flèche) et les produits (côté droit).

2. Méthode d'Inspection (ou par tâtonnement)
C'est la méthode la plus courante pour les équations simples. Elle consiste à ajuster les coefficients placés DEVANT les formules chimiques (jamais les indices à l'intérieur des formules) jusqu'à ce que le décompte des atomes soit égal des deux côtés. \[ \text{Forme générale : } a\text{A} + b\text{B} \rightarrow c\text{C} + d\text{D} \] Où A, B, C, D sont les molécules et a, b, c, d sont les coefficients stœchiométriques.

Correction : Équilibrage des Équations Chimiques

Question 1 : Combustion du méthane : \(\text{CH}_4 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}\)

Principe

Le concept physique fondamental ici est la loi de conservation de la masse. Pour cette réaction, cela signifie que le nombre d'atomes de Carbone (C), d'Hydrogène (H), et d'Oxygène (O) doit être rigoureusement identique avant et après la combustion.

Mini-Cours

Une équation chimique distingue deux types de nombres : les indices (petits chiffres en bas à droite, ex: le 4 de \(\text{CH}_4\)) qui définissent la composition d'une molécule et sont intouchables, et les coefficients stœchiométriques (grands chiffres placés devant les molécules) que nous ajustons pour équilibrer l'équation.

Remarque Pédagogique

Pour les réactions de combustion d'hydrocarbures, une stratégie efficace est d'équilibrer dans l'ordre : 1. les atomes de Carbone, 2. les atomes d'Hydrogène, 3. les atomes d'Oxygène. L'oxygène est équilibré en dernier car la molécule \(\text{O}_2\) ne contient qu'un seul type d'atome, ce qui facilite l'ajustement final sans perturber l'équilibre des autres éléments.

Normes

En chimie, il n'y a pas de "normes" réglementaires comme en ingénierie (type Eurocodes). Les "règles" sont les lois fondamentales de la nature, comme la loi de conservation de la masse de Lavoisier, qui est la référence absolue pour ce type d'exercice.

Formule(s)

L'outil mathématique est le bilan de matière. Pour chaque élément, on pose l'égalité :

Formule Générale du Bilan Atomique

\sum (\text{Atomes d'un élément})_{\text{réactifs}} = \sum (\text{Atomes d'un élément})_{\text{produits}}

Hypothèses

Pour cet exercice, nous posons deux hypothèses simplificatrices :

La réaction est complète : tous les réactifs se transforment entièrement en les produits indiqués.
Aucune réaction secondaire ne se produit.

Donnée(s)

La seule donnée est l'équation non équilibrée. On en tire le bilan atomique initial :

Atome	Côté Réactifs	Côté Produits
C	1	1
H	4	2
O	2	3

Astuces

Si vous tombez sur un nombre impair d'atomes d'oxygène du côté des produits et que le réactif est \(\text{O}_2\), une astuce consiste à doubler tous les coefficients que vous avez déjà placés pour éliminer les fractions et travailler uniquement avec des entiers.

Schéma (Avant les calculs)

Visualisons le déséquilibre initial au niveau moléculaire. Les atomes sont représentés par des cercles de couleur : H (gris), C (noir), O (rouge).

Représentation Moléculaire Initiale

Calcul(s)

Équation de départ

\text{CH}_4 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}

Étape 1 : Bilan du Carbone (C)

On constate qu'il y a 1 atome de carbone dans les réactifs (\(\text{CH}_4\)) et 1 atome dans les produits (\(\text{CO}_2\)). Le carbone est déjà équilibré.

Vérification Bilan Carbone

\text{Bilan C: } 1_{\text{gauche}} = 1_{\text{droite}} \Rightarrow \text{OK}

Étape 2 : Équilibrer l'Hydrogène (H)

Il y a 4 atomes d'hydrogène à gauche et 2 à droite. Pour obtenir 4 atomes à droite, on place un coefficient 2 devant la molécule d'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)).

Nouvelle équation après ajustement de H

\text{CH}_4 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}

Vérification Bilan Hydrogène

\begin{aligned} \text{Bilan H } &= 4_{\text{gauche}} \\ &= (2 \times 2)_{\text{droite}} \\ &= 4_{\text{droite}} \quad (\text{OK}) \end{aligned}

Étape 3 : Équilibrer l'Oxygène (O)

Après l'étape 2, nous recalculons les atomes d'oxygène. Il y en a 2 à gauche. À droite, il y en a 2 dans \(\text{CO}_2\) et 2 dans les \(2 \text{H}_2\text{O}\), soit un total de 4. Pour avoir 4 atomes à gauche, on place un coefficient 2 devant \(\text{O}_2\).

Équation intermédiaire après ajustement de O

\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}

Vérification Bilan Oxygène

\begin{aligned} \text{Bilan O } &= (2 \times 2)_{\text{gauche}} \\ &= 2 + (2 \times 1)_{\text{droite}} \\ &= 4_{\text{droite}} \quad (\text{OK}) \end{aligned}

Équation finale équilibrée

\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}

Schéma (Après les calculs)

Le schéma moléculaire montre maintenant un nombre égal de chaque type d'atome des deux côtés de la réaction.

Représentation Moléculaire Équilibrée

Réflexions

L'équation équilibrée \(\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}\) nous informe sur les proportions de la réaction : 1 mole de méthane réagit avec 2 moles de dioxygène pour produire 1 mole de dioxyde de carbone et 2 moles d'eau. C'est la base de tous les calculs de rendement ou de quantité de matière.

Points de vigilance

L'erreur la plus commune est de modifier les indices dans les formules (par exemple, changer \(\text{H}_2\text{O}\) en \(\text{H}_2\text{O}_2\) pour équilibrer l'oxygène). C'est interdit, car cela change la nature même des molécules ! On ne peut jouer que sur les coefficients.

Points à retenir

Pour maîtriser cette question, retenez :

Toujours vérifier le bilan de chaque atome à la fin.
La méthode C → H → O est une approche fiable pour les combustions.
Les coefficients doivent être les plus petits entiers possibles.

Le saviez-vous ?

La combustion du méthane est l'une des réactions les plus importantes au monde. Le méthane (\(\text{CH}_4\)) est le principal composant du gaz naturel, une source d'énergie majeure pour le chauffage, la cuisson et la production d'électricité.

FAQ

Quelques questions fréquentes :

Résultat Final

\(\text{CH}_4 + 2\text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + 2\text{H}_2\text{O}\)

A vous de jouer

Équilibrez la combustion de l'éthane : \(\text{C}_2\text{H}_6 + \text{O}_2 \rightarrow \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O}\). Quel est le coefficient devant \(\text{O}_2\) ? (Utilisez des entiers)

Question 2 : Synthèse de l'ammoniac : \(\text{N}_2 + \text{H}_2 \rightarrow \text{NH}_3\)

Principe

Le concept physique est la conservation des atomes d'azote (N) et d'hydrogène (H) lors de la formation de l'ammoniac (\(\text{NH}_3\)) à partir de ses éléments constitutifs.

Mini-Cours

Cette réaction, connue sous le nom de procédé Haber-Bosch, est cruciale industriellement. Elle combine deux gaz diatomiques (\(\text{N}_2\), \(\text{H}_2\)) pour former une molécule composée. L'équilibrage doit tenir compte de ces indices "2" dans les réactifs.

Remarque Pédagogique

Quand vous avez un nombre d'atomes pair d'un côté (ex: \(\text{H}_2\)) et impair de l'autre (ex: H dans \(\text{NH}_3\)), le plus petit commun multiple est souvent la clé. Ici, pour H, entre 2 et 3, le plus petit commun multiple est 6.

Normes

Les lois de la stœchiométrie sont les seules "normes" applicables ici, dictant que les atomes ne peuvent être ni créés ni détruits.

Formule(s)

On applique le bilan de matière pour chaque élément.

Bilan pour l'Azote (N)

2 \times (\text{coeff } \text{N}_2) = 1 \times (\text{coeff } \text{NH}_3)

Bilan pour l'Hydrogène (H)

2 \times (\text{coeff } \text{H}_2) = 3 \times (\text{coeff } \text{NH}_3)

Hypothèses

On suppose que les gaz se comportent idéalement et que la réaction se déroule comme écrit, sans former d'autres composés azotés ou hydrogénés.

Donnée(s)

Bilan atomique de l'équation \(\text{N}_2 + \text{H}_2 \rightarrow \text{NH}_3\) :

Atome	Réactifs	Produits
N	2	1
H	2	3

Astuces

Commencez par l'élément le plus "complexe" ou celui qui a les plus grands indices. Ici, on peut commencer par N ou H. Équilibrer N en premier est souvent plus direct.

Schéma (Avant les calculs)

Représentation du déséquilibre initial. N est en bleu, H en gris.

Représentation Moléculaire Initiale

Calcul(s)

Équation de départ

\text{N}_2 + \text{H}_2 \rightarrow \text{NH}_3

Étape 1 : Équilibrer l'Azote (N)

Il y a 2 N à gauche, 1 N à droite. On place un coefficient 2 devant \(\text{NH}_3\).

Équation intermédiaire après ajustement de N

\text{N}_2 + \text{H}_2 \rightarrow 2\text{NH}_3

Étape 2 : Équilibrer l'Hydrogène (H)

Le bilan de H est maintenant : 2 H à gauche, et \(2 \times 3 = 6\) H à droite. Pour avoir 6 H à gauche, il faut un coefficient 3 devant \(\text{H}_2\).

Équation finale équilibrée

\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightarrow 2\text{NH}_3

Schéma (Après les calculs)

Le bilan est maintenant correct.

Représentation Moléculaire Équilibrée

Réflexions

L'équation \(\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightarrow 2\text{NH}_3\) signifie qu'il faut trois fois plus de moles de dihydrogène que de diazote pour que la réaction ait lieu. Cette proportion est fondamentale pour optimiser la production d'ammoniac dans l'industrie.

Points de vigilance

Ne pas se laisser tromper par la simplicité apparente. L'erreur classique est de mettre un coefficient 1.5 devant \(\text{H}_2\) et de s'arrêter là. Les coefficients doivent être entiers.

Points à retenir

Retenir la technique du plus petit commun multiple pour gérer les cas "pair vs impair" (comme \(\text{H}_2\) et \(\text{NH}_3\)).

Le saviez-vous ?

Le procédé Haber-Bosch, qui réalise cette réaction, est considéré comme l'une des inventions les plus importantes du 20ème siècle. Il a permis la production massive d'engrais azotés, soutenant la croissance démographique mondiale. Fritz Haber et Carl Bosch ont tous deux reçu un prix Nobel pour leurs travaux.

FAQ

Question fréquente :

Résultat Final

\(\text{N}_2 + 3\text{H}_2 \rightarrow 2\text{NH}_3\)

A vous de jouer

Équilibrez la réaction inverse, la décomposition de l'ammoniac : \(\text{NH}_3 \rightarrow \text{N}_2 + \text{H}_2\). Quel est le coefficient devant \(\text{NH}_3\) ?

Question 3 : Réaction du phosphore avec l'oxygène : \(\text{P}_4 + \text{O}_2 \rightarrow \text{P}_2\text{O}_5\)

Principe

La conservation de la matière exige que les 4 atomes de phosphore (P) du tétraphosphore et les atomes d'oxygène (O) du dioxygène se retrouvent intégralement dans le produit final, le pentoxyde de diphosphore.

Mini-Cours

Certains éléments, comme le phosphore, existent sous différentes formes allotropiques. Le phosphore blanc, très réactif, a pour formule \(\text{P}_4\). On doit respecter cet indice 4. Le produit, \(\text{P}_2\text{O}_5\), est un oxyde de phosphore important en chimie industrielle.

Remarque Pédagogique

Ici aussi, le cas pair/impair pour l'oxygène (\(\text{O}_2\) vs \(\text{O}_5\)) est un indice. Il est très probable que le coefficient de \(\text{P}_2\text{O}_5\) devra être un nombre pair pour obtenir un nombre total d'atomes d'oxygène pair, qui pourra alors être équilibré avec \(\text{O}_2\).

Normes

La seule norme est le respect absolu de la loi de conservation de la masse. Chaque atome de P et O doit être comptabilisé.

Formule(s)

L'outil est le bilan de matière :

Bilan pour le Phosphore (P)

4 \times (\text{coeff } \text{P}_4) = 2 \times (\text{coeff } \text{P}_2\text{O}_5)

Bilan pour l'Oxygène (O)

2 \times (\text{coeff } \text{O}_2) = 5 \times (\text{coeff } \text{P}_2\text{O}_5)

Hypothèses

Nous supposons que la réaction se produit dans un excès d'oxygène pour assurer la formation complète de \(\text{P}_2\text{O}_5\).

Donnée(s)

Bilan atomique de l'équation \(\text{P}_4 + \text{O}_2 \rightarrow \text{P}_2\text{O}_5\) :

Atome	Réactifs	Produits
P	4	2
O	2	5

Astuces

Commencez par équilibrer l'élément qui n'est pas l'oxygène, ici le phosphore. Cela fixe le coefficient du produit, et l'équilibrage de l'oxygène en découle logiquement.

Schéma (Avant les calculs)

Représentation du déséquilibre. P est en orange, O en rouge.

Représentation Moléculaire Initiale

Calcul(s)

Équation de départ

\text{P}_4 + \text{O}_2 \rightarrow \text{P}_2\text{O}_5

Étape 1 : Équilibrer le Phosphore (P)

Il y a 4 P à gauche et 2 P à droite. Pour avoir 4 P à droite, il faut un coefficient 2 devant \(\text{P}_2\text{O}_5\).

Équation intermédiaire après ajustement de P

\text{P}_4 + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{P}_2\text{O}_5

Étape 2 : Équilibrer l'Oxygène (O)

Le bilan de O est maintenant : 2 O à gauche, et \(2 \times 5 = 10\) O à droite. Pour avoir 10 O à gauche, il faut un coefficient 5 devant \(\text{O}_2\).

Équation finale équilibrée

\text{P}_4 + 5\text{O}_2 \rightarrow 2\text{P}_2\text{O}_5

Schéma (Après les calculs)

Le bilan atomique est maintenant parfaitement équilibré.

Représentation Moléculaire Équilibrée

Réflexions

Cette équation montre qu'une seule "brique" de tétraphosphore nécessite cinq molécules de dioxygène pour sa combustion complète. Cela illustre la haute réactivité du phosphore blanc avec l'oxygène.

Points de vigilance

L'erreur à éviter est d'essayer d'équilibrer l'oxygène en premier. Cela mènerait à utiliser un coefficient fractionnaire (2.5) pour \(\text{O}_2\), qu'il faudrait ensuite éliminer en multipliant tout par 2, ce qui est une étape supplémentaire source d'erreur.

Points à retenir

La stratégie "équilibrer les éléments complexes d'abord, les corps simples (comme \(\text{O}_2\)) en dernier" est très souvent la plus rapide et la plus sûre.

Le saviez-vous ?

La combustion du phosphore blanc à l'air est si vive qu'elle produit une lumière intense et une épaisse fumée blanche de \(\text{P}_2\text{O}_5\) (qui est en réalité plutôt du \(\text{P}_4\text{O}_{10}\)). Cette réaction a été utilisée dans les munitions incendiaires et fumigènes.

FAQ

Question fréquente :

Résultat Final

\(\text{P}_4 + 5\text{O}_2 \rightarrow 2\text{P}_2\text{O}_5\)

A vous de jouer

Équilibrez la réaction du sodium avec l'oxygène : \(\text{Na} + \text{O}_2 \rightarrow \text{Na}_2\text{O}\). Quel est le coefficient devant Na ?

Question 4 : Décomposition du peroxyde d'hydrogène : \(\text{H}_2\text{O}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O} + \text{O}_2\)

Principe

Cette réaction de décomposition (ou dismutation) doit conserver le nombre d'atomes d'hydrogène et d'oxygène. Une seule molécule de réactif donne deux molécules de produits.

Mini-Cours

Le peroxyde d'hydrogène (\(\text{H}_2\text{O}_2\)), ou eau oxygénée, est une molécule intéressante où l'oxygène a un nombre d'oxydation de -1. Il est instable et se décompose facilement en eau (\(\text{H}_2\text{O}\), où O est à -2) et en dioxygène (\(\text{O}_2\), où O est à 0). L'oxygène est à la fois oxydé et réduit, c'est une réaction de dismutation.

Remarque Pédagogique

L'hydrogène semble déjà équilibré (2 de chaque côté). Le problème vient de l'oxygène (2 à gauche, mais 3 à droite). Comme dans les cas précédents, un nombre impair d'atomes d'un côté est un bon indice qu'il faudra doubler un coefficient pour résoudre le problème.

Normes

La conservation de la masse est la seule règle à suivre.

Formule(s)

Bilan de matière :

Bilan pour l'Hydrogène (H)

2 \times (\text{coeff } \text{H}_2\text{O}_2) = 2 \times (\text{coeff } \text{H}_2\text{O})

Bilan pour l'Oxygène (O)

2 \times (\text{coeff } \text{H}_2\text{O}_2) = 1 \times (\text{coeff } \text{H}_2\text{O}) + 2 \times (\text{coeff } \text{O}_2)

Hypothèses

On suppose que la décomposition est complète et ne produit que de l'eau et du dioxygène.

Donnée(s)

Bilan atomique de \(\text{H}_2\text{O}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O} + \text{O}_2\) :

Atome	Réactifs	Produits
H	2	2
O	2	3

Astuces

Pour transformer le nombre impair d'oxygènes (3) en un nombre pair, la cible la plus simple est de mettre un coefficient 2 devant la molécule qui n'a qu'un seul oxygène, soit \(\text{H}_2\text{O}\). Cela résout souvent le problème en une étape.

Schéma (Avant les calculs)

Représentation du déséquilibre. H est en gris, O en rouge.

Représentation Moléculaire Initiale

Calcul(s)

Équation de départ

\text{H}_2\text{O}_2 \rightarrow \text{H}_2\text{O} + \text{O}_2

Étape 1 : Rendre le nombre d'atomes d'O pair

Pour obtenir un nombre pair d'O à droite, on double la molécule d'eau.

Équation intermédiaire

\text{H}_2\text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O} + \text{O}_2

Étape 2 : Ré-équilibrer l'ensemble

Le nouveau bilan est : Gauche (2 H, 2 O), Droite (4 H, 4 O). Tout est déséquilibré. Mais on voit que le côté droit a exactement le double d'atomes que le côté gauche. Il suffit donc de mettre un coefficient 2 devant \(\text{H}_2\text{O}_2\).

Équation finale équilibrée

2\text{H}_2\text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O} + \text{O}_2

Schéma (Après les calculs)

Le bilan est maintenant correct.

Représentation Moléculaire Équilibrée

Réflexions

La réaction montre que deux molécules de peroxyde d'hydrogène sont nécessaires pour produire une molécule de dioxygène gazeux. C'est pourquoi l'ajout d'eau oxygénée sur une plaie (contenant des catalyseurs comme l'enzyme catalase) produit des bulles de gaz (\(\text{O}_2\)).

Points de vigilance

L'erreur serait de ne pas recompter tous les atomes après chaque modification de coefficient. Modifier le coefficient de \(\text{H}_2\text{O}\) a un impact sur le bilan de H, qu'il faut ensuite corriger.

Points à retenir

Dans les réactions de décomposition, un seul réactif doit fournir tous les atomes pour plusieurs produits. L'équilibrage peut sembler plus complexe mais suit les mêmes règles.

Le saviez-vous ?

Le peroxyde d'hydrogène à très haute concentration (plus de 70%) est un ergol puissant utilisé comme monergol (seul) ou comburant (avec un carburant) pour la propulsion de fusées et de torpilles. Sa décomposition libère une grande quantité d'énergie et de gaz chaud.

FAQ

Question fréquente :

Résultat Final

\(2\text{H}_2\text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O} + \text{O}_2\)

A vous de jouer

Équilibrez la décomposition de l'ozone : \(\text{O}_3 \rightarrow \text{O}_2\). Quels sont les coefficients (\(\text{O}_3 \rightarrow \text{O}_2\))?

Question 5 : \(\text{Ca(OH)}_2 + \text{H}_3\text{PO}_4 \rightarrow \text{Ca}_3(\text{PO}_4)_2 + \text{H}_2\text{O}\)

Principe

C'est une réaction de neutralisation acide-base entre un hydroxyde (base) et un acide, qui forme un sel (phosphate de calcium) et de l'eau. La conservation de la masse s'applique à tous les atomes, y compris ceux regroupés dans les ions polyatomiques.

Mini-Cours

Les ions polyatomiques (comme \(\text{OH}^-\) et \(\text{PO}_4^{3-}\)) agissent souvent comme des unités indivisibles lors des réactions acide-base. Il est donc possible de les équilibrer comme des "blocs", ce qui simplifie grandement le processus au lieu de compter les O et H séparément dans chaque ion.

Remarque Pédagogique

La stratégie la plus simple pour ce type de réaction est : 1. Équilibrer le cation métallique (Ca). 2. Équilibrer l'anion de l'ion polyatomique (\(\text{PO}_4\)). 3. Équilibrer les atomes d'hydrogène et d'oxygène en ajustant le coefficient de l'eau (\(\text{H}_2\text{O}\)) à la fin.

Donnée(s)

Bilan atomique initial de la réaction :

Atome / Groupe	Réactifs	Produits
Ca	1	3
PO₄	1	2
H	5 (2+3)	2
O (hors PO₄)	2	1

Schéma (Avant les calculs)

Représentation simplifiée du déséquilibre. On traite les ions polyatomiques comme des blocs.

Représentation Moléculaire Initiale

Calcul(s)

Équation de départ

\text{Ca(OH)}_2 + \text{H}_3\text{PO}_4 \rightarrow \text{Ca}_3(\text{PO}_4)_2 + \text{H}_2\text{O}

Étape 1 : Équilibrer le Calcium (Ca)

Il y a 1 Ca à gauche, 3 Ca à droite. On place un 3 devant \(\text{Ca(OH)}_2\).

Équation intermédiaire après ajustement de Ca

3\text{Ca(OH)}_2 + \text{H}_3\text{PO}_4 \rightarrow \text{Ca}_3(\text{PO}_4)_2 + \text{H}_2\text{O}

Étape 2 : Équilibrer le groupe Phosphate (\(\text{PO}_4\))

Il y a 1 groupe \(\text{PO}_4\) à gauche, 2 groupes \(\text{PO}_4\) à droite. On place un 2 devant \(\text{H}_3\text{PO}_4\).

Équation intermédiaire après ajustement de PO₄

3\text{Ca(OH)}_2 + 2\text{H}_3\text{PO}_4 \rightarrow \text{Ca}_3(\text{PO}_4)_2 + \text{H}_2\text{O}

Étape 3 : Équilibrer l'eau (H et O restants)

Maintenant, on compte tous les H et O qui formeront l'eau.

Calcul des H à gauche

\begin{aligned} \text{H}_{\text{gauche}} &= (3 \times 2)_{\text{dans Ca(OH)}_2} + (2 \times 3)_{\text{dans H}_3\text{PO}_4} \\ &= 6 + 6 \\ &= 12 \end{aligned}

Calcul des O (hors PO₄) à gauche

\text{O}_{\text{gauche}} = (3 \times 2)_{\text{dans Ca(OH)}_2} = 6

Pour avoir 12 H et 6 O à droite, nous avons besoin de 6 molécules d'eau.

Calcul du coefficient de l'eau

\text{coeff}_{\text{H}_2\text{O}} = \frac{12 \text{ H}}{2} = 6

Équation finale équilibrée

3\text{Ca(OH)}_2 + 2\text{H}_3\text{PO}_4 \rightarrow \text{Ca}_3(\text{PO}_4)_2 + 6\text{H}_2\text{O}

Schéma (Après les calculs)

Le schéma simplifié montre que le nombre de chaque bloc (Ca, OH, H, PO₄) est maintenant conservé (les H et OH à gauche forment l'eau à droite).

Représentation Moléculaire Équilibrée

Réflexions

Cette équation complexe montre qu'il faut un ratio précis de 3 moles de base pour 2 moles d'acide pour une neutralisation complète. C'est un concept clé dans les titrages acide-base.

Points de vigilance

L'erreur la plus fréquente est de se perdre en comptant les oxygènes et les hydrogènes un par un dès le début. Traiter les ions polyatomiques comme des groupes simplifie énormément et réduit les risques d'erreur.

Le saviez-vous ?

Le phosphate de calcium (\(\text{Ca}_3(\text{PO}_4)_2\)) est le principal constituant minéral de nos os et de l'émail de nos dents. Il est aussi utilisé comme additif alimentaire et dans la production d'engrais phosphatés.

Résultat Final

\(3\text{Ca(OH)}_2 + 2\text{H}_3\text{PO}_4 \rightarrow \text{Ca}_3(\text{PO}_4)_2 + 6\text{H}_2\text{O}\)

A vous de jouer

Équilibrez : \(\text{Al(OH)}_3 + \text{H}_2\text{SO}_4 \rightarrow \text{Al}_2(\text{SO}_4)_3 + \text{H}_2\text{O}\). Quel est le coefficient devant \(\text{H}_2\text{O}\) ?

Outil Interactif : Vérificateur de Stoichiométrie

Utilisez cet outil pour visualiser l'équilibrage de la combustion du méthane (\(a\,\text{CH}_4 + b\,\text{O}_2 \rightarrow c\,\text{CO}_2 + d\,\text{H}_2\text{O}\)). Ajustez les coefficients a, b, c et d avec les sliders et observez le bilan des atomes sur le graphique. L'équation est équilibrée quand les barres des réactifs et des produits sont de même hauteur pour chaque élément.

Coefficients (a, b, c, d)

a (CH₄)1

b (O₂)1

c (CO₂)1

d (H₂O)1

Bilan des Atomes

Carbone (C) - Réactifs vs Produits1 vs 1

Hydrogène (H) - Réactifs vs Produits4 vs 2

Oxygène (O) - Réactifs vs Produits2 vs 3

Quiz Final : Testez vos connaissances

1. Quelle loi fondamentale justifie la nécessité d'équilibrer les équations chimiques ?

Loi de la gravitation universelle
Loi des proportions définies
Loi de conservation de la masse

2. Dans l'équation équilibrée de la combustion du propane, \(\text{C}_3\text{H}_8 + 5\text{O}_2 \rightarrow 3\text{CO}_2 + 4\text{H}_2\text{O}\), combien d'atomes d'oxygène y a-t-il au total du côté des produits ?

3. Pour équilibrer l'équation \(\text{Fe} + \text{Cl}_2 \rightarrow \text{FeCl}_3\), quels sont les coefficients corrects dans l'ordre ?

2, 3, 2
1, 3, 1
2, 2, 3

Glossaire

Coefficient stœchiométrique: Nombre placé devant une formule chimique dans une équation pour indiquer le nombre relatif de molécules ou de moles de cette substance impliquée dans la réaction.
Conservation de la masse: Principe fondamental stipulant que la masse totale est conservée lors d'une réaction chimique. Le nombre d'atomes de chaque élément doit être le même chez les réactifs et les produits.
Réactifs: Les substances de départ dans une réaction chimique, situées à gauche de la flèche de réaction.
Produits: Les substances formées à la suite d'une réaction chimique, situées à droite de la flèche de réaction.