Sommaire
1Identifier les réactifs 2Écrire les demi-équations électroniques 3Déterminer, éventuellement, les coefficients multiplicateurs 4Additionner les deux demi-équations électroniques 5Simplifier l'équation de réaction obtenue Ce contenu a été rédigé par l'équipe éditoriale de Kartable.
Dernière modification : 06/01/2026 - Conforme au programme 2025-2026
L'équation d'une réaction d'oxydoréduction s'obtient à partir des demi-équations des deux couples redox concernés.
Écrire l'équation de la réaction d'oxydation de l'éthanol \ce{C2H6O_{\ (aq)}} par les ions dichromate \ce{Cr_2O^{2-}_{7(aq)}}.
Données :
Les couples concernés sont \ce{Cr_2O^{2-}_{7(aq)}} / \ce{Cr^{3+}_{(aq)}} et \ce{C2H4O2_{\ (aq)}} / \ce{C2H6O_{\ (aq)}}.
Identifier les réactifs
On identifie les réactifs à l'aide du contexte ou de l'énoncé.
Ici, les réactifs sont l'éthanol \ce{C2H6O_{\ (aq)}} et les ions dichromate \ce{Cr_2O^{2-}_{7(aq)}}.
Écrire les demi-équations électroniques
On écrit les demi-équations électroniques des deux couples rédox, dans le sens dans lequel elles se déroulent, des réactifs vers les produits.
Les deux demi-équations électroniques, écrites dans le sens « réactifs vers produits », sont :
- \ce{C2H6O_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}} = \ce{C2H4O2_{(aq)}} + 4 \ \ce{H^{+}_{(aq)}} +4 \ \ce{e}^{-}
- \ce{Cr_2O^{2-}_{7(aq)}} + 14 \ \ce{H^{+}_{(aq)}} + 6 \ \ce{e}^{-}= 2 \ \ce{Cr^{3+}_{(aq)}} + 7 \ \ce{H2O_{(l)}}
Déterminer, éventuellement, les coefficients multiplicateurs
Si les deux demi-équations électroniques ne mettent pas en jeu le même nombre d'électrons, il faut les multiplier par des coefficients permettant qu'il y ait autant d'électrons libérés par le réducteur que d'électrons captés par l'oxydant.
- D'après la demi-équation \ce{C2H6O_{(aq)}} + \ce{H2O_{(l)}} = \ce{C2H4O2_{(aq)}} + 4 \ \ce{H^{+}_{(aq)}} +4 \ \ce{e}^{-} , l'éthanol libère 4 \ \ce{e}^{-} .
- D'après la demi-équation \ce{Cr_2O^{2-}_{7(aq)}} + 14 \ \ce{H^{+}_{(aq)}} + 6 \ \ce{e}^{-}= 2 \ \ce{Cr^{3+}_{(aq)}} + 7 \ \ce{H2O_{(l)}}, les ions dichromate captent 6 \ \ce{e}^{-} .
Pour qu'il y ait autant d'électrons libérés que captés, il faut multiplier la première demi-équation par 3 et la deuxième par 2. Le nombre d'électrons échangés sera alors de 12.
Additionner les deux demi-équations électroniques
On additionne les deux demi-équations électroniques, en n'oubliant pas de multiplier, le cas échéant, l'ensemble des coefficients stœchiométriques par les coefficients multiplicateurs déterminés précédemment. Les électrons étant alors en même quantité, ils se simplifient et n'apparaissent plus dans l'équation de réaction.
Ce n'est pas obligatoire mais il est possible de changer l'ordre des espèces du côté des réactifs et des produits pour mettre les espèces « importantes » (autres que \ce{H+} et \ce{H2O} ) proches les unes des autres.
On obtient alors l'équation suivante :
3 \ \ce{C2H6O_{(aq)}} + 2 \ \ce{Cr_2O^{2-}_{7(l)}} + 3 \ \ce{H2O_{(l)}} + 28 \ \ce{H^{+}_{(aq)}} =3 \ \ce{C2H4O2_{(aq)}} + 4 \ \ce{Cr^{3+}_{(aq)}} + 12 \ \ce{H^{+}_{(aq)}} + 14 \ \ce{H2O_{(l)}} \\
Simplifier l'équation de réaction obtenue
On simplifie l'équation de réaction obtenue afin que chaque espèce chimique ( \ce{H+} et \ce{H2O} notamment) n'apparaisse que d'un côté de l'équation.
Dans l'ébauche d'équation obtenue précédemment, des molécules d'eau \ce{H2O} et des ions hydrogène \ce{H+} sont présents des deux côtés, il faut donc les simplifier.
3 \ \ce{C2H6O_{(aq)}} + 2 \ \ce{Cr_2O^{2-}_{7(aq)}} + 3 \ \ce{H2O_{(l)}} + 28 \ \ce{H^{+}_{(aq)}} =3 \ \ce{C2H4O2_{(aq)}} + 4 \ \ce{Cr^{3+}_{(aq)}} + 12 \ \ce{H^{+}_{(aq)}} + 14 \ \ce{H2O_{(l)}} \\
- On simplifie les molécules d'eau \ce{H2O} en en ôtant 3 des deux côtés.
-
On simplifie les ions hydrogène \ce{H+} en en ôtant 12 des deux côtés.
On obtient finalement l'équation suivante :
3 \ \ce{C2H6O_{(aq)}} + 2 \ \ce{Cr_2O^{2-}_{7(aq)}} + 16 \ \ce{H^{+}_{(aq)}} =3 \ \ce{C2H4O2_{(aq)}} + 4 \ \ce{Cr^{3+}_{(aq)}} + 11 \ \ce{H2O_{(l)}} \\