Equilibreur Equation Chimique
Équilibrez automatiquement des équations chimiques. Saisissez une équation déséquilibrée et obtenez la version équilibrée avec les bons coefficients.
Fonctionnalites principales
- Automatic balancing
- Element parsing
- Coefficient calculation
- Common examples
Guide
Équilibrer les équations chimiques garantit que le nombre d'atomes de chaque élément est le même des deux côtés de la réaction, satisfaisant ainsi la loi de conservation de la masse. La matière n'est ni créée ni détruite dans une réaction chimique. Chaque atome qui entre en tant que réactif doit apparaître dans les produits. Ce guide couvre la nécessité d'équilibrer les équations, les méthodes systématiques pour le faire, les types de réactions chimiques et la gestion d'équations de plus en plus complexes. Une équation non équilibrée montre les réactifs et les produits d'une réaction chimique sans proportions correctes. Par exemple, H2 + O2 -> H2O n'est pas équilibrée. Le côté gauche a 2 atomes d'hydrogène et 2 atomes d'oxygène. Le côté droit a 2 atomes d'hydrogène mais seulement 1 atome d'oxygène. Un atome d'oxygène semble disparaître, ce qui viole la conservation de la masse. L'équation équilibrée est 2H2 + O2 -> 2H2O. Désormais le côté gauche a 4 atomes d'hydrogène et 2 d'oxygène, et le côté droit a également 4 atomes d'hydrogène et 2 d'oxygène. Les coefficients sont les nombres placés devant les formules chimiques pour équilibrer les équations. Dans 2H2 + O2 -> 2H2O, les coefficients sont 2, 1 (implicite) et 2. Les coefficients multiplient chaque atome de la formule. 2H2O signifie 2 molécules d'eau, chacune contenant 2 hydrogènes et 1 oxygène, pour un total de 4 hydrogènes et 2 oxygènes. Vous ne changez jamais les indices dans une formule pour équilibrer une équation. Changer H2O en H2O2 créerait une substance différente (le peroxyde d'hydrogène). L'équilibrage n'utilise que les coefficients. La méthode par inspection (essais et erreurs) fonctionne pour les équations simples. Commencez par la molécule la plus complexe ou l'élément qui apparaît dans le moins de formules. Équilibrez cet élément d'abord, puis traversez les éléments restants. Pour Fe + O2 -> Fe2O3, le fer apparaît une fois de chaque côté et l'oxygène apparaît une fois de chaque côté. Commencez par le fer : placez un 2 devant Fe. Désormais 2Fe + O2 -> Fe2O3. Le fer est équilibré (2 de chaque côté). L'oxygène a 2 à gauche et 3 à droite. En trouvant un multiple commun : utilisez 3O2 à gauche (6 atomes d'oxygène) et 2Fe2O3 à droite (6 atomes d'oxygène). Ajustez maintenant le fer : 4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3. Vérification : 4 Fe à gauche, 4 Fe à droite. 6 O à gauche, 6 O à droite. Équilibré. La méthode algébrique attribue des variables à chaque coefficient et met en place un système d'équations. Pour aFe + bO2 -> cFe2O3, les équations de bilan atomique sont : Fe : a = 2c, O : 2b = 3c. Posez c = 1 (le plus petit nombre entier pour la molécule la plus complexe). Alors a = 2 et 2b = 3, donc b = 3/2. Pour éliminer les fractions, multipliez tous les coefficients par 2 : a = 4, b = 3, c = 2. Résultat : 4Fe + 3O2 -> 2Fe2O3. Cette méthode est systématique et fonctionne pour toute équation, quelle que soit sa complexité. Les réactions de combustion brûlent une substance (généralement un hydrocarbure) dans l'oxygène, produisant du dioxyde de carbone et de l'eau. La forme générale de la combustion d'un hydrocarbure est CxHy + O2 -> CO2 + H2O. Équilibrez d'abord le carbone, puis l'hydrogène, puis l'oxygène en dernier (parce que O2 est un élément unique et que l'ajustement de son coefficient n'affecte pas les autres équilibres). Pour C3H8 + O2 -> CO2 + H2O : le carbone donne 3CO2, l'hydrogène donne 4H2O (8 atomes H nécessitent 4 H2O), et en comptant l'oxygène à droite : 6 + 4 = 10 atomes d'oxygène, nécessitant 5O2. Équilibré : C3H8 + 5O2 -> 3CO2 + 4H2O. Les réactions de synthèse combinent deux ou plusieurs substances plus simples en un produit plus complexe. A + B -> AB. Exemple : 2Na + Cl2 -> 2NaCl. Deux atomes de sodium réagissent avec une molécule de chlore pour former deux unités de formule de chlorure de sodium. Ces réactions sont courantes dans la fabrication, la science des matériaux et la biochimie. Les réactions de décomposition brisent une substance complexe en composants plus simples. AB -> A + B. Exemple : 2H2O -> 2H2 + O2. L'électrolyse de l'eau produit des gaz hydrogène et oxygène. Les réactions de décomposition sont entraînées par la chaleur (décomposition thermique), l'électricité (électrolyse) ou la lumière (photolyse). Les réactions de substitution simple ont un élément remplaçant un autre dans un composé. A + BC -> AC + B. Exemple : Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2. Le zinc remplace l'hydrogène dans l'acide chlorhydrique. La possibilité d'une substitution dépend de la série d'activité des métaux, qui classe les métaux selon leur tendance à perdre des électrons. Un métal plus actif déplace un métal moins actif d'un composé. Les réactions de double substitution (métathèse) échangent des ions entre deux composés. AB + CD -> AD + CB. Exemple : AgNO3 + NaCl -> AgCl + NaNO3. L'argent et le sodium échangent leurs partenaires. Ces réactions se produisent généralement en solution aqueuse et sont entraînées par la formation d'un précipité (produit insoluble), d'eau ou d'un gaz. Les réactions d'oxydoréduction (redox) impliquent le transfert d'électrons entre espèces. L'oxydation est la perte d'électrons ; la réduction est le gain d'électrons. Équilibrer les équations redox exige d'équilibrer à la fois les atomes et les charges. La méthode des demi-équations sépare la réaction globale en une demi-équation d'oxydation et une demi-équation de réduction, équilibre chacune indépendamment (atomes et charges), puis les combine de sorte que les électrons s'annulent. Par exemple, en solution acide : Fe2+ -> Fe3+ (oxydation, perd 1 électron par fer) et MnO4- -> Mn2+ (réduction, gagne 5 électrons par manganèse). En multipliant la demi-équation du fer par 5 et en combinant, on obtient 5Fe2+ + MnO4- + 8H+ -> 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O. L'équilibrage des équations redox en solution acide utilise H+ et H2O pour équilibrer les atomes d'hydrogène et d'oxygène. En solution basique, le même processus s'applique, puis des ions OH- sont ajoutés des deux côtés pour neutraliser les ions H+, les convertissant en eau. Ces étapes supplémentaires rendent l'équilibrage en solution basique légèrement plus complexe mais suivent le même cadre logique. Les ions polyatomiques qui apparaissent inchangés des deux côtés d'une équation peuvent être équilibrés comme une unité plutôt qu'atome par atome. Dans la réaction : Ca(OH)2 + H3PO4 -> Ca3(PO4)2 + H2O, l'ion phosphate PO4 apparaît intact des deux côtés. Équilibrez le phosphate comme une unité : 2 phosphates à droite signifient 2H3PO4 à gauche. Équilibrez le calcium : 3 calcium à droite signifient 3Ca(OH)2 à gauche. Comptez l'hydrogène : 6 de Ca(OH)2 + 6 de H3PO4 = 12 atomes d'hydrogène, nécessitant 6H2O. Vérifiez l'oxygène : 6 de Ca(OH)2 + 8 de H3PO4 = 14 à gauche ; 8 de Ca3(PO4)2 + 6 de H2O = 14 à droite. Équilibré : 3Ca(OH)2 + 2H3PO4 -> Ca3(PO4)2 + 6H2O. La stoechiométrie utilise les équations équilibrées pour calculer les quantités dans les réactions chimiques. Les coefficients représentent les rapports molaires. Dans 2H2 + O2 -> 2H2O, 2 moles d'hydrogène réagissent avec 1 mole d'oxygène pour produire 2 moles d'eau. Si vous avez 4 moles d'hydrogène, vous avez besoin de 2 moles d'oxygène et produirez 4 moles d'eau. La conversion entre moles et grammes à l'aide des masses molaires vous permet de calculer la masse des réactifs nécessaires et des produits formés. Les problèmes de réactif limitant identifient quel réactif s'épuise en premier, limitant la quantité de produit formé. Si vous avez 10 moles de H2 et 4 moles de O2 pour la réaction 2H2 + O2 -> 2H2O, les 4 moles de O2 auraient besoin de 8 moles de H2 (rapport 2:1). Puisque vous avez 10 moles de H2 (plus qu'assez), O2 est le réactif limitant. La réaction produit 8 moles de H2O avec 2 moles de H2 restantes. Une équation équilibrée est le point de départ de tous les calculs de réactif limitant. Les calculs de rendement comparent la quantité réelle de produit obtenue en laboratoire ou dans un processus industriel au maximum théorique prédit par la stoechiométrie. Rendement en pourcentage = (rendement réel / rendement théorique) x 100. Les rendements inférieurs à 100 % sont normaux en raison des réactions secondaires, des réactions incomplètes, des pertes lors du transfert et de la purification, et des erreurs de mesure. Une équation équilibrée fournit le rendement théorique par rapport auquel les résultats réels sont mesurés. Les erreurs courantes lors de l'équilibrage des équations incluent le changement des indices au lieu des coefficients, l'oubli de multiplier les indices par les coefficients lors du comptage des atomes, l'équilibrage de l'hydrogène et de l'oxygène avant les autres éléments (généralement vous devriez les équilibrer en dernier), et la non-réduction des coefficients aux plus petits nombres entiers. L'équation équilibrée finale devrait avoir les plus petits coefficients entiers possibles sans facteur commun. L'équilibreur d'équations chimiques WebRecast accepte la notation chimique standard. Saisissez les réactifs et les produits séparés par une flèche (-> ou =). L'outil analyse les formules, identifie tous les éléments présents et détermine les coefficients qui équilibrent l'équation. Il affiche l'équation équilibrée et vérifie le nombre d'atomes de chaque côté. L'outil gère les équations de substitution simple, substitution double, combustion, synthèse, décomposition et oxydoréduction. Tout le traitement s'effectue dans votre navigateur sans donnée envoyée à l'extérieur.
Questions frequentes
How does it work?
It tries coefficient combinations to balance atoms on both sides.
