Salut !

Tu as bien 4 C et 10 H de part et d'autre. Mais chez les réactifs tu as 26 O contre 4*2 + 5 = 13 O chez les produits...
C'est qu'il faut pour les réactifs.

Désolé pour le double-post : si la fraction te gène, tu peux également doubler les coefficients...

Ca donne : 2 C₄H₁₀ + 13 O₂ ---> 8 CO₂ + 10 H₂O

Sinon tu restes avec la fraction : C₄H₁₀ + 13/2 O₂ ---> 4 CO₂ + 5 H₂O

Mais attention tu marques 13/2 et pas 6,5

Ajustement des coefficients stoechiométriques d'une réaction ou d'un bilan réactionnel
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Une réaction (ou un bilan réactionnel) est équilibrée/é lorsque ses atomes et ses charges le sont (même bilan de charge positif, négatif ou nul et même nombre de type atomes de part et d'autre des signes ---> <--> ou =).

En général le signe --> est utilisée dans le cas d'une réaction non inversible (total) pour laquelle l'état final est obtenu lors de la consommation d'un réactif limitant ou de tous les réactifs s'ils sont initialement présents dans les proportions stœchiométriques de la réaction.

Les signes <--> ou = sont en général réservés au cas des dans le cas d'une réaction inversible (incomplète) pour laquelle l'état final est équilibre.

Une équation chimique est une égalité au sens mathématique. C'est-à-dire que l'on doit retrouver, de chaque coté des signes  --> <--> ou = le même nombre d'atomes de chaque élément. Ces atomes appartiennent à des composée chimiques différents mais leur nombre ne change pas. Si l'on a 4 oxygène d'un côté d'un signe  --> <--> ou =  on doit avoir 4 oxygène de l'autre coté et si l'on a  2 carbone d'un côté du signe d'un côté d'un signe  --> <--> ou =  on doit avoir aussi 2 carbones de l'autre côté.

Si l'on considère la réaction entre C et O2 qui donne du CO on peut écrire :
2 C+ O2 =2 CO
mais on pourrait aussi écrire :
C+(1/2) O2 ---->CO
ce qui revient a diviser les deux membres de l'égalité précédente par 2 (ce qui ne change pas l'égalité)
On pourrait également écrire :
4 C+2 O2->4 CO
et la réaction serait toujours équilibrée.

En général on utilise des coefficient entiers (non fractionnaires) les plus petits possibles pour équilibrer les réactions mais les fraction simples sont cependant tolérées.

Exemples : équilibrer les équations bilan suivantes :

C2H2+O2 --> CO2+H2O
C8H18+O2---> CO2+ H2O
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Pour la première
C2H2+O2 --> CO2+H2O
Les 2 C de C2H2 vont donner 2 CO2  pour cela faut 4 oxygène
Les 2 H de  C2H2 vont donner H2O pour cela il faut 1 oxygène
Il faut donc au total  5 oxygènes soit 5/2 O2

C2H2+(5/2) O2 --> 2 CO2+H2O
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pour la suivante
C8H18+O2---> CO2+ H2O

Les  8 C de C8H18 vont donner 8*CO2  pour cela il faut 16 oxygènes. Les 18 H de  C8H18 vont donner 9*H2O pour cela il faut  9 oxygène. Il faut donc au total  25 oxygènes soit (25/2) O2

C8H18+(25/2)*O2---> 8*CO2+ 9*H2O
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Équilibrer les réactions redox
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Une réaction d'oxydoréduction décrit  la réaction d e l'oxydant d'un couple redox sur le réducteur d'un autre couple redox.

Les couples redox sont conventionnellement écrits oxydant /réducteur.
Exemple le couple MnO4^(-)/Mn(2+). L'oxydant est MnO4^(-) et le réducteur Mn^(2+).

Le plus facile est d'équilibrer tout d'abord les équations électroniques (électrochimique) correspondant aux deux couples (souvent appelée à tort demi-équation) puis de rechercher le plus petit commun multiple du nombre d'électrons de ces deux équations et d'en faire la somme.

Exemple : équilibrer la réaction de l'ion MnO4^(-) avec l'ion Fe^(2+) couple MnO4^(-)/Mn(2+) et Fe^(3+)/Fe(2+)

1)- Équilibrage des équations électroniques correspondant aux deux couples : cette réaction se déroulant en milieux aqueux on peu se servir des constituants de l'eau (H2O, H^(+) et OH^(-)) mais il faut prendre de bonnes habitudes et éviter d'utiliser l'espèce OH^(-) cela éviteras bien des erreurs lors de l'études des potentiels électrochimiques.

On commence par équilibrer les atomes
MnO4^(-) -----> Mn^(2+)
il manque 4 oxygène il faut donc ajouter 4 H2O du côté de Mn^(2+)
MnO4^(-) -----> Mn^(2+) +4H2O
il faut maintenant 8 H (on est dans l'eau et l'on a utilisé H2O il reste donc H^(+)). On en mets 8 du côté de MnO4^(-)
8 H^(+)+ MnO4^(-) -----> Mn^(2+) +4H2O
On constate alors qu'il y a le même nombre de type d'atomes de part et d'autre du signe ---->.

Reste les charges 7 charges + du côté MnO4^(-) et 2+ du côté Mn^(2+) et bien on ajoute 5 e^(-) du côté MnO4^(-) :
8 H^(+)+ MnO4^(-)+5 e^(-) -----> Mn^(2+) +4H2O
et l'équation électronique du couple MnO4^(-)/Mn(2+) est équilibrée en atomes et charge.

Pour le couple Fe^(3+)----> Fe^(2+) c'est très simple il suffit de rajouter 1 e^(-) du côté Fe^(3+)

Fe^(3+)+ e^(-) ----> Fe^(2+)

le plus petit commun multiple du nombre d'électrons de ces deux équation électronique est 5. On renverse l'écriture de la deuxième équation électronique et on la multiplie par 5 et on ajoute membre à membre les deux équations.

8 H^(+)+ MnO4^(-)+5 e^(-) -----> Mn^(2+) + 4H2O
..............................5 Fe^(2+)-----> 5 Fe^(3+) + 5 e^(-)
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8 H^(+)+ MnO4^(-)+5 Fe^(2+)-----> 5 Fe^(3+)+Mn^(2+) + 4H2O

et voilà la réaction redox équilibrée.
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Salut Barbidoux

Salut Shadowmiko

Merci !