Équilibreur de demi-réactions redox (méthode ion-électron)

Saisissez une demi-réaction redox non équilibrée telle que MnO4- -> Mn2+, et cet outil l'équilibre automatiquement grâce à la méthode ion-électron, en ajoutant H+, H2O, OH- et des électrons (e-) si nécessaire. Prend en charge les conditions acide et basique.

Dernière mise à jour : 2026-09-20

Exemples de demi-réactions redox courantes

Demi-réactions fréquemment rencontrées en chimie au lycée et à l'université, avec leurs résultats équilibrés. Utilisez-les pour vérifier vos propres calculs.

Demi-réaction	Condition	Demi-réaction non équilibrée	Demi-réaction équilibrée
Réduction de l'ion permanganate (en Mn2+)	Acide (équilibrer avec H+)	MnO4- → Mn2+	MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O
Réduction de l'ion dichromate (en Cr3+)	Acide (équilibrer avec H+)	Cr2O7^2- → Cr3+	Cr2O7^2- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O
Oxydation de l'ion fer(II) (en ion fer(III))	Acide (équilibrer avec H+)	Fe2+ → Fe3+	Fe2+ → Fe3+ + e-
Réduction du chlore (en ion chlorure)	Acide (équilibrer avec H+)	Cl2 → Cl-	Cl2 + 2e- → 2Cl-
Oxydation de l'ion sulfite (en ion sulfate)	Acide (équilibrer avec H+)	SO3^2- → SO4^2-	SO3^2- + H2O → SO4^2- + 2H+ + 2e-
Réduction de l'ion nitrate (en monoxyde d'azote)	Acide (équilibrer avec H+)	NO3- → NO	NO3- + 4H+ + 3e- → NO + 2H2O
Réduction de l'ion permanganate (en dioxyde de manganèse, basique)	Basique (équilibrer avec OH-)	MnO4- → MnO2	MnO4- + 2H2O + 3e- → MnO2 + 4OH-

Équilibrer les demi-équations par la méthode ion-électron

Les équations d'oxydoréduction se bloquent vite dès que l'on cherche à ajuster les coefficients à vue. **La méthode ion-électron, dite aussi méthode des demi-équations**, scinde la réaction en deux moitiés, l'oxydation et la réduction, puis équilibre chacune selon un ordre fixe. Cet ordre comprend quatre étapes : **on égalise d'abord l'élément central, ensuite l'oxygène avec de l'eau, puis l'hydrogène avec des ions hydrogène et enfin la charge avec des électrons.**

**En milieu basique s'ajoute une étape supplémentaire.** On équilibre comme en milieu acide, puis on ajoute des deux côtés autant d'ions hydroxyde qu'il y a d'ions hydrogène, avant de réunir chaque paire en une molécule d'eau. Sans cette manœuvre, l'équation laisserait des ions hydrogène flotter dans une solution basique, ce qui n'a pas de sens chimique. Cet outil demande seulement une demi-équation non équilibrée, par exemple `MnO4- -> Mn2+`, et renvoie l'équation équilibrée avec l'eau, les ions et les électrons requis selon le milieu retenu.

Comment équilibrer une demi-équation

Saisissez la demi-équation La flèche est reconnue qu'elle soit écrite `->`, `=` ou `→`.
Notez correctement la charge des ions Placez-la à la fin, ainsi : `Fe2+`, `Cl-`, `SO4^2-`. La notation avec accent circonflexe est également admise.
Choisissez le milieu réactionnel **En milieu acide l'ajustement se fait par ions hydrogène, en milieu basique par ions hydroxyde.**
Consultez le résultat L'équation équilibrée s'affiche avec le nombre de molécules d'eau, d'ions et d'électrons ajoutés.

Astuces pour en tirer le meilleur parti

Les charges ioniques sont reconnues simplement en les écrivant à la fin, comme "Fe2+" ou "Cl-". Pour les ions polyatomiques comme SO4^2-, utilisez la notation avec accent circonflexe (^2-) pour éviter une mauvaise interprétation.
En choisissant la condition basique, le résultat affiché est obtenu en résolvant d'abord comme en condition acide, puis en convertissant avec OH-, selon la même procédure qu'un manuel scolaire.
La lecture du panneau « Étapes de l'équilibrage » permet de suivre exactement la méthode des demi-réactions : d'abord l'élément central, puis l'oxygène, l'hydrogène, et enfin la charge.
Cet outil ne prend en charge que les demi-réactions avec un seul élément central (tout élément autre que H ou O). Les équations complexes où plusieurs éléments changent de degré d'oxydation sortent de son champ d'application.
Chargez d'abord une demi-réaction d'exemple via les boutons pour voir la mise en forme du résultat, puis essayez de saisir votre propre demi-réaction.

Dans quels cas s'en servir

Pour vérifier un exercice de chimie

Vous confrontez l'équation équilibrée à la main avec le résultat obtenu.

Pour saisir la différence entre acide et basique

Comparer la même demi-équation en ne changeant que le milieu fait comprendre à quoi sert l'ajout d'hydroxyde.

Pour bâtir l'équation globale

**On égalise le nombre d'électrons des deux demi-équations puis on les additionne : voilà l'équation globale.** Cet outil couvre l'étape qui précède.

Pour réfléchir aux piles et à l'électrolyse

Ce qui se produit à chaque électrode est précisément une demi-réaction, que vous pouvez ainsi traiter électrode par électrode.

Vocabulaire de l'oxydoréduction

Demi-équation: Équation ne retenant que l'oxydation ou que la réduction. **Elle se distingue de l'équation globale par la présence d'électrons.**
Oxydation: Perte d'électrons. Dans la demi-équation, **les électrons figurent du côté droit.**
Réduction: Gain d'électrons. Dans la demi-équation, les électrons figurent du côté gauche.
Méthode ion-électron: Démarche qui scinde en demi-équations et les équilibre dans l'ordre. **Elle se déroule de façon plus mécanique que la méthode des nombres d'oxydation.**
Milieu acide: Condition où l'équilibrage s'effectue avec des ions hydrogène et de l'eau.
Milieu basique: Condition où l'on **équilibre d'abord comme en milieu acide, puis où l'on ajoute de l'hydroxyde des deux côtés** pour neutraliser les ions hydrogène.

Questions fréquentes

En condition acide, tout excès ou manque d'oxygène est équilibré avec de l'eau (H2O), et l'hydrogène avec des ions hydrogène (H+). En condition basique, cette même quantité de H+ est d'abord calculée comme si la réaction était acide, puis cette quantité d'ions hydroxyde (OH-) est ajoutée des deux côtés ; du côté qui contenait des H+, H+ et OH- se combinent en H2O, et enfin l'eau commune aux deux côtés est annulée pour obtenir la forme finale.

Dans une réaction redox, des électrons sont échangés entre l'espèce qui s'oxyde (qui perd des électrons) et celle qui se réduit (qui en gagne). Comme une demi-réaction ne représente que la moitié de cette réaction globale, ce transfert d'électrons doit être écrit explicitement sous forme de e- pour que le bilan des charges soit correct.

Non. Cet outil se limite au schéma courant des manuels scolaires où un seul élément (l'élément central) change de degré d'oxydation. Les équations complexes, comme les réactions redox de composés organiques où plusieurs éléments changent simultanément de degré d'oxydation, peuvent ne pas être résolues correctement.

MnO4- contient 4 atomes d'oxygène ; il faut donc ajouter 4 molécules d'eau du côté du produit pour en tenir compte. Ces 4 molécules d'eau contiennent au total 8 atomes d'hydrogène, si bien qu'il faut ajouter 8 ions H+ du côté du réactif pour égaliser ce nombre d'hydrogènes.

La méthode des demi-réactions divise une équation redox complexe en deux demi-réactions indépendantes — oxydation et réduction —, équilibre chacune séparément, puis les combine une fois que les nombres d'électrons correspondent. Elle est plus facile à suivre que l'équilibrage de l'équation entière en une seule fois, et aide particulièrement à organiser la manière de traiter H+, OH- et H2O selon les conditions acide ou basique.

Anecdote — Les demi-réactions et le fonctionnement des piles

Le concept de demi-réaction n'est pas qu'une astuce pour équilibrer des coefficients : c'est aussi la base pour comprendre le fonctionnement des piles (piles voltaïques, piles Daniell, piles sèches, etc.). À l'intérieur d'une pile, une demi-réaction d'oxydation (libérant des électrons) se déroule indépendamment à l'électrode négative, tandis qu'une demi-réaction de réduction (acceptant des électrons) se déroule à l'électrode positive ; le courant circule à mesure que ces électrons voyagent dans le circuit externe. Autrement dit, les demi-réactions calculées par cet outil correspondent exactement à ce qui se produit à l'une des électrodes d'une pile.

Les demi-réactions impliquant l'ion permanganate (MnO4-) sont un classique des titrages redox en laboratoire de chimie, car le changement de couleur est très facile à observer. Le MnO4- violet foncé, réduit en Mn2+ rose pâle (voire quasi incolore), sert depuis longtemps de propre indicateur intégré pour repérer le point d'équivalence du titrage, sans qu'un indicateur coloré séparé soit nécessaire.

La raison pour laquelle les ions hydroxyde (OH-) apparaissent dans les demi-réactions en condition basique est que, dans un milieu où la concentration en H+ est extrêmement faible (pratiquement négligeable), écrire H+ directement dans l'équation serait chimiquement peu naturel. Les manuels expliquent généralement cette conversion ainsi : « résoudre d'abord comme en condition acide, puis réécrire avec OH- » — et la procédure de calcul de cet outil n'est essentiellement que cette même méthode scolaire transformée en algorithme.

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