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En solution

Il faudra adopter une certaine stratégie basée sur une séparation en deux demi-réactions impliquant les deux couples oxydo-réducteurs. Il est conseillé ici de ne pas tenir compte des nombres d'oxydation dans un premier temps. Ceux-ci sont utiles pour prédire, dans certains cas, quels seront l'oxydant et le réducteur, mais il n'est pas essentiel de les connaître au départ pour entamer la procédure d'équilibrage.

Considérons le cas de l'attaque du cuivre métallique par l'acide nitrique. Le cuivre ne pourra être qu'oxydé ; nous supposerons que l'acide est assez oxydant pour faire passer le cuivre à son état d'oxydation maximum Cu2+. HNO3 est, au cours de cette réaction, transformé en monoxyde d'azote NO, qui est oxydé en présence de l'oxygène de l'air en dioxyde d'azote NO2 (vapeurs brunes). C'est l'expérience qui nous révèle la transformation que subit le nitrate d'hydrogène ; il ne nous est pas possible de prévoir à ce stade en quel composé il sera transformé. En séparant les demi-réactions d'oxydation du cuivre et de réduction de HNO3 on écrira :

Cu → Cu2+

NO3- → NO

Nous nous sommes contentés jusqu'ici de représenter l'état des réactifs et des produits de réaction correctement, indiquant sous la forme d'ions les composés qui sont dissociés (sel, acide). La première demi-réaction sera directement équilibrée en ajoutant à droite les deux électrons libérés. Quant à la seconde demi-réaction représentant le pouvoir oxydant de l'ion nitrate, nous la compléterons en introduisant successivement deux molécules d'eau dans le membre de droite pour compenser le manque de deux oxygènes à l'état d'oxydation -2. Les protons ainsi ajoutés seront restitués dans le membre de gauche par l'addition de 4 H+ ; ceci nous indique que la réaction nécessitera la présence d'un milieu acide. On équilibrera enfin les charges en ajoutant le nombre nécessaire d'électrons, soit 3 e-, dans le membre de gauche. On constatera que le nombre d'électrons échangés a été trouvé par l'équilibrage des charges sans faire appel à l'état d'oxydation de l'azote. L'addition de 3 e- est bien entendu en accord avec le passage de l'azote de l'état d'oxydation +5 dans HNO3, à l'état +2 dans NO.

Les deux demi-réactions s'écrivent donc comme suit :

Cu → Cu2+ + 2 e-

NO3- + 4 H+ + 3 e- → NO + 2 H2O

Il suffira de multiplier la première demi-réaction par un facteur 3, et la seconde par un facteur 2 afin de rendre équivalents les nombres d'électrons transférés dans les deux sens pour obtenir ainsi l'équation ionique globale :

3 Cu + 2 NO3- + 8 H+ → 3 Cu2+ + 2 NO + 4 H2O

On pourrait compléter l'écriture en ajoutant des ions de charges opposées aux deux membres pour former le sel de cuivre, Cu(NO3)2 par exemple. Cette dernière étape de l'équilibrage est totalement inutile et elle ne représente pas de surcroît la situation réelle des composés en solution, qui sont à l'état dissocié. Nous ne réaliserons donc jamais cette étape dans ce chapitre.