1. Déterminer les électrons gagnés et perdus

1. Trace une flèche au dessus pour indiquer la réduction (e ^- gagnés).
   Le nombre gagné l'est pour "chaque" Mn.
   
2. En bas, trace une flèche indiquant l'oxydation (e ^- perdus).
   Ce nombre indique la perte pour "chaque" S.

2a. Écris la demi-réaction de réduction.(Flèche supérieure à l'étape 1)

MnO₄^- Mn⁺²

2b. Équilibre en ce qui concerne les atomes/ions.

• Indique les électrons gagnés du côté des réactifs.
  Ajoute de l'eau du côté qui a besoin d'oxygène.
  Ajoute H ⁺ de l'autre côté.

8H⁺ + 5e ^- + MnO₄^- Mn⁺² + 4H₂O

3a. Écris la demi-réaction d'oxydation. (Flèche inférieure dans l'étape 1.)

H₂SO₃ HSO₄^-

3b. Équilibre en ce qui concerne les atomes/ions.

H₂O + H₂SO₃ HSO₄^- + 2e ^- + 3H ⁺

( 8H⁺ + 5e ^- + MnO₄^- Mn⁺² + 4H₂O ) X 2 = 10 e ^-

( H₂O + H₂SO₃ HSO₄^- + 2e ^- + 3H⁺ ) X 5 = 10 e ^-

4b. Multiplie les coefficients pour équilibrer chaque demi-réaction en ce qui concerne les e ^-.

16H⁺ + 10e ^- + 2MnO₄^- 2Mn⁺² + 8H₂O

5H₂O + 5H₂SO₃ 5HSO₄^- + 10e ^- + 15H ⁺

16H⁺ + 10e ^- + 2MnO₄^- + 5H₂O + 5H₂SO₃ 2Mn⁺² + 8H₂O + 5HSO₄^- + 10e ^- + 15H ⁺

6. Simplifie l'équation.

Hydrogène, électrons et eau figurent de chaque côté.
Pour chaque substance, annule des nombres égaux de chaque côté de l'équation.

7. Reformule l'équation équilibrée.

H⁺ + 2MnO₄^- + 5H₂SO₃     2Mn⁺² + 5HSO₄^- + 3H₂O

Vérifie que les électrons, les éléments et la charge totale sont équilibrés.

L'équation équilibrée ci-dessus indique:

• aucun électron de chaque côté. Cela devrait TOUJOURS être le cas!
• la même quantité de chaque élément des deux côtés.
• la même charge totale (-1) des deux côtés.

L'équation est équilibrée correctement.

Rappelle-toi que nous n'avons pas indiqué les symboles de l'état physique. Au secondaire, tu devrais les avoir dans ton équation.

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