Dans une réaction chimique, les atomes ne sont jamais créés ni détruits — ils sont seulement réarrangés. C'est pour cette seule raison que les équations chimiques doivent être équilibrées : les atomes qui entrent doivent ressortir. L'équilibrage paraît intimidant au premier abord, mais il suit une méthode claire et reproductible. Voici exactement comment faire.
L'équilibrage des équations rate toujours, quelle que soit votre façon de vous y prendre ?
Un entretien nous permet de repérer exactement où le raisonnement se rompt — sans pression, sans engagement.
Pourquoi il faut équilibrer les équations
Dans toute réaction chimique, la matière ne peut être ni créée ni détruite. Le nombre total d'atomes de chaque élément doit donc être le même des deux côtés de l'équation. Équilibrer, c'est simplement faire concorder la comptabilité avec cette loi.
Une équation non équilibrée indique ce qui réagit et ce qui se forme, mais pas les bonnes quantités. Une équation équilibrée donne le rapport exact — par exemple que 2 molécules de dihydrogène réagissent avec 1 molécule de dioxygène. La chimie est pleine de ces rapports, et l'équilibrage est la façon de les trouver.
Coefficients et indices — la règle numéro un
On équilibre une équation en modifiant les grands nombres placés devant les formules (les coefficients). Il ne faut jamais modifier les petits nombres à l'intérieur d'une formule (les indices), car cela change la substance elle-même.
- •
2 H₂Osignifie 2 molécules d'eau → 4 atomes de H et 2 atomes de O.- • Le 2 placé devant est un coefficient — vous pouvez le modifier.
- • Le petit 2 dans
H₂est un indice — vous ne devez pas le modifier.- • Un coefficient multiplie chaque atome de la formule qui le suit.
TransformerH₂OenH₂O₂pour équilibrer l'oxygène est une erreur : cela change l'eau en peroxyde d'hydrogène, un produit chimique tout à fait différent. Ne placez des nombres que devant une formule.
La méthode pas à pas
- 1. Écrivez l'équation non équilibrée et comptez les atomes de chaque élément des deux côtés.
- 2. Équilibrez un élément à la fois en ajustant les coefficients (laissez H et O pour la fin).
- 3. Recomptez après chaque changement — corriger un élément en déséquilibre souvent un autre.
- 4. Vérifiez que tous les éléments correspondent, puis assurez-vous que les coefficients sont les plus petits entiers possibles.
- À gauche : 2 H, 2 O. À droite : 2 H, 1 O. L'hydrogène va ; l'oxygène non (2 contre 1).
- Placez un 2 devant H₂O :
H₂ + O₂ → 2 H₂O. L'oxygène vaut maintenant 2 = 2. - Le côté droit compte maintenant
2 × 2 = 4H, alors que le gauche n'en a que 2. - Placez un 2 devant H₂ :
2 H₂ + O₂ → 2 H₂O. Maintenant H vaut 4 = 4 et O vaut 2 = 2. - Des deux côtés : 4 H, 2 O. Équilibrée !
2 H₂ + O₂ → 2 H₂O
- À gauche : 1 C, 4 H, 2 O. À droite : 1 C, 2 H, 3 O. Le carbone va ; H et O non.
- Il y a 4 H à gauche et 2 H à droite. Placez un 2 devant H₂O :
CH₄ + O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Maintenant H vaut 4 = 4. - Il y a maintenant
2 (from CO₂) + 2 (from 2 H₂O) = 4O à droite, et seulement 2 O à gauche. - Placez un 2 devant O₂ :
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O. Maintenant O vaut 4 = 4. - Des deux côtés : 1 C, 4 H, 4 O. Équilibrée !
CH₄ + 2 O₂ → CO₂ + 2 H₂O
Laissez l'hydrogène et l'oxygène pour la fin. Ils apparaissent dans plusieurs composés à la fois et ont donc tendance à se régler d'eux-mêmes une fois les autres éléments équilibrés. Équilibrer d'abord les éléments « rares » épargne beaucoup d'allers-retours.
Astuces utiles pour les équations plus difficiles
- • Traitez les ions polyatomiques comme un bloc. Si un groupe comme SO₄ apparaît inchangé des deux côtés, équilibrez-le comme un seul bloc plutôt qu'élément par élément.
- • Si vous obtenez une fraction, doublez tout. Un coefficient de 1½ devient entier si vous multipliez tous les coefficients par 2.
- • Équilibrez les corps simples en dernier. Un corps simple comme O₂ ou Na s'ajuste facilement à la fin sans rien déranger d'autre.
- À gauche : 1 Na, 2 Cl. À droite : 1 Na, 1 Cl. Le chlore ne va pas (2 contre 1).
- Placez un 2 devant NaCl :
Na + Cl₂ → 2 NaCl. Maintenant Cl vaut 2 = 2. - Il y a maintenant 2 Na à droite et 1 à gauche. Placez un 2 devant Na :
2 Na + Cl₂ → 2 NaCl. - Des deux côtés : 2 Na, 2 Cl. Équilibrée !
2 Na + Cl₂ → 2 NaCl
Aide-mémoire
| À faire | À ne pas faire |
|---|---|
| Modifier les coefficients (les nombres placés devant) | Modifier les indices (les nombres à l'intérieur des formules) |
| Équilibrer un élément à la fois | Essayer de tout équilibrer d'un coup |
| Recompter après chaque changement | Supposer que les éléments déjà traités restent équilibrés |
| Réduire aux plus petits entiers | Laisser des fractions dans la réponse finale |
- Les atomes se conservent — les atomes qui entrent doivent ressortir (loi de conservation de la masse).
- On équilibre en modifiant les coefficients, jamais les indices.
- Un coefficient multiplie chaque atome de la formule qui le suit.
- Équilibrez un élément à la fois, en laissant H et O pour la fin.
- Recomptez après chaque changement.
- Réduisez les coefficients finaux aux plus petits entiers.
Équilibrez : N₂ + H₂ → NH₃
Indice : équilibrez d'abord l'azote, puis l'hydrogène — il vous faudra sans doute un 2 et un 3.
Équilibrez : Mg + O₂ → MgO
Indice : l'oxygène est le problème. Un 2 devant MgO et un 2 devant Mg le règlent.
Équilibrez : C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O (combustion du propane)
Indice : équilibrez C, puis H, et O en dernier.
Équilibrez : Fe + O₂ → Fe₂O₃
Indice : essayez de tout doubler si vous obtenez une fraction pour l'oxygène.
Pourquoi n'a-t-on jamais le droit de changer H₂O en H₂O₂ lors de l'équilibrage ?
Indice : pensez à ce que devient la substance.
La suite : types de réactions et rapports molaires
Dès que vous savez équilibrer, les coefficients ouvrent la grande idée suivante : les rapports molaires, qui permettent de calculer exactement la quantité de produit formée. Si l'équilibrage ressemble encore à des devinettes, commencez par un entretien et nous en ferons une méthode sur laquelle vous pourrez compter.