Équilibrer une équation chimique : 8 exercices

Équilibrer une équation chimique, c’est placer des coefficients devant les formules jusqu’à ce que chaque élément compte le même nombre d’atomes des deux côtés de la flèche. Toute la règle tient en une phrase : on touche aux coefficients, jamais aux indices.

Élément de l’équation	Ce que c’est	Peut-on le modifier ?
Coefficient (le 2 de 2H₂O)	Combien d’entités réagissent	Oui, c’est lui qu’on ajuste
Indice (le 2 de H₂O)	Combien d’atomes dans la molécule	Non, cela changerait l’espèce

Transformer l’indice de H₂O en H₂O₂ n’équilibre rien : cela remplace l’eau par de l’eau oxygénée, une tout autre substance. C’est l’erreur la plus coûteuse du chapitre.

Pourquoi l’équation doit se refermer

L’équilibrage est la traduction pratique de la conservation des éléments, énoncée par Lavoisier en 1789 : rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme. Si tu pars de 4 atomes d’hydrogène, tu termines avec 4 atomes d’hydrogène, quelle que soit la molécule qui les porte.

C’est aussi ce qui rend possible le moindre calcul de quantité de matière : les coefficients donnent la proportion dans laquelle les espèces réagissent, et c’est de là qu’on déduit les masses consommées. Un équilibrage faux fausse tout le calcul de mole et masse molaire qui vient ensuite.

La méthode en 3 étapes

1. Choisis le bon élément pour commencer. Celui qui n’apparaît que dans un composé de chaque côté, souvent un métal ou le carbone.
2. Garde H et O pour la fin. Ils figurent dans plusieurs espèces à la fois : les équilibrer trop tôt oblige à tout recommencer.
3. Vérifie en comptant les atomes. Élément par élément, des deux côtés. Si une fraction apparaît, multiplie toute l’équation par le dénominateur.

Ordre conseillé	Ce qu’on équilibre	Pourquoi
1er	Métaux (Fe, Aℓ, Ca, K)	Présents dans un seul composé de chaque côté
2e	Non-métaux autres que H et O (C, Cl, P, S)	Encore peu dispersés
3e	Hydrogène	Souvent dans deux ou trois formules
4e	Oxygène	Presque toujours l’élément le plus dispersé
5e	Corps simples (O₂, H₂)	Leur coefficient s’ajuste en dernier sans rien casser

L’astuce des groupes polyatomiques

Quand un groupe comme PO₄, SO₄, NO₃ ou CO₃ se retrouve intact des deux côtés de la flèche, compte-le comme un seul atome. Dans l’exercice 8, ce réflexe ramène une équation impressionnante à deux calculs de tête. L’astuce ne vaut plus si le groupe se casse pendant la réaction, par exemple quand un carbonate libère du CO₂.

Le cas du nombre impair d’oxygène

C’est le passage qui bloque le plus d’élèves, et il revient dans toute combustion d’hydrocarbure. Une fois C et H ajustés, le total d’oxygène à droite tombe sur un nombre impair, alors que O₂ ne fournit les atomes que par paires.

Deux sorties possibles, qui mènent au même résultat :

• utiliser le coefficient fractionnaire 7/2 puis multiplier toute l’équation par 2 ;
• ou doubler d’emblée le coefficient de l’hydrocarbure et refaire le comptage.

L’exercice 5 déroule le chemin complet. Si les opérations sur les fractions restent fragiles, c’est le moment de les consolider : en chimie, elles ressurgissent exactement ici.

Les erreurs les plus fréquentes

• Modifier l’indice au lieu du coefficient. Écrire H₂O₂ pour « arranger » l’oxygène change l’espèce et invalide toute l’équation.
• Commencer par l’hydrogène. Comme il apparaît dans plusieurs formules, cela oblige presque toujours à reprendre les étapes suivantes.
• S’arrêter avant la vérification. Ajuster un élément en déséquilibre souvent un autre : le comptage final, atome par atome, n’est pas facultatif.
• Laisser une fraction dans la réponse. 7/2 peut apparaître en cours de route, jamais dans le résultat : multiplie toute l’équation par 2.
• Laisser des coefficients multiples. 4H₂ + 2O₂ → 4H₂O est arithmétiquement juste mais n’est pas la forme attendue : divise tout par 2.
• Casser un groupe polyatomique sans raison. Compter P et O séparément dans Ca₃(PO₄)₂ triple le travail et multiplie les risques d’erreur.
• Oublier l’indice du groupe. Dans Ca₃(PO₄)₂ il y a 2 phosphores et 8 oxygènes, pas 1 et 4 : le 2 extérieur multiplie tout ce qui est entre parenthèses.

Comment s’entraîner

Les huit exercices ci-dessous sont classés par difficulté croissante : formation de l’eau, synthèse de l’ammoniac, combustion du méthane, rouille, combustion de l’éthane avec oxygène impair, attaque acide de l’aluminium, décomposition du chlorate de potassium et réaction avec un groupe phosphate. Chaque correction se termine par le comptage des atomes, élément par élément.

L’étape suivante consiste à exploiter ces coefficients pour calculer des masses et des quantités de matière : ils ne sont rien d’autre que la proportion selon laquelle les espèces réagissent entre elles.