Équilibrer une autre réaction de combustion
en ce moment, nous avons une autre réaction de combustion au lieu de l’éthylène, nous avons maintenant de l’éthane c2h6 a deux carbones et six atomes d’hydrogène dans chaque molécule d’éthane et il réagit son gaz éthane, il réagit avec l’oxygène moléculaire sous forme gazeuse et ils brûlent pour former du gaz carbonique et de l’eau liquide et comme nous l’avons vu dans des exemples précédents, cette équation chimique n’est pas équilibrée comment pouvons-nous bien dire ici sur le côté gauche, nous avons deux carbones ici sur le côté droit, nous avoir un carbone ici sur le côté gauche, nous avons six hydrogène ici sur le côté droit, nous n’avons que deux hydrogène ici sur le côté gauche, nous avons deux oxygènes sur le côté droit, nous avons deux plus trois oxygènes, donc tous les éléments ici ne sont pas équilibrés, mais comme nous l’avons fait dans l’exemple avec l’éthylène chaque fois que vous voyez ceci où vous en avez, vous en savez plusieurs, vous savez des molécules un peu complexes impliquées, c’est bien de conserver l’élément qui est dans une molécule par lui-même pour la fin parce que vous pouvez simplement modifier cela pour changer le nombre d’oxygènes sans avoir d’autres effets secondaires sur le nombre de carbones ou d’hydrogène donc ce que je vais faire, c’est que je vais d’abord équilibrer comme nous l’avons fait avant les carbones et l’hydrogène, ce qui va avoir des implications sur les oxygènes parce que si je change le nombre ici, ça va changer le nombre d’oxygènes si je change le nombre ici, ça va changer le nombre d’oxygènes mais heureusement pour moi, j’ai cette molécule de dioxygène sur le côté gauche que je peux juste modifier à la fin pour équilibrer toute l’équation chimique alors commençons par vous savez la dernière fois que nous avons commencé avec du carbone commençons par l’hydrogène cette fois juste pour coups de pied donc ici, j’ai six hydrogène du côté gauche ou tout le côté gauche n’a que six atomes d’hydrogène du côté droit, je n’en ai que deux en ce moment, donc si je veux en avoir si je veux en avoir six, je multiplierais ces deux par trois alors maintenant j’ai trois molécules d’eau chacune d’elles a deux atomes d’hydrogène, donc je vais avoir six six atomes d’hydrogène du côté droit assez juste maintenant passons au carbone rappelez-vous que j’économise de l’oxygène pour le dernier carbone du côté gauche J’ai deux carbones combien de carbones ai-je du côté droit bien à droite maintenant, je n’en ai qu’un mais je je peux changer cela très facilement au lieu d’avoir une molécule de dioxyde de carbone, je peux avoir deux molécules de dioxyde de carbone et donc maintenant mes carbones sont équilibrés deux carbones deux carbones et maintenant allons aux oxygènes, alors en ce moment je vais le faire dans une couleur de mouvement d’accord maintenant sur le côté gauche j’ai deux oxygènes mais sur le côté droit qu’est-ce que j’ai voyons F deux fois deux donc ce juste là est quatre oxygènes et ensuite j’ai trois molécules d’eau chacune d’elles a un atome d’oxygène donc trois fois un donc ça va être trois à droite ici donc, sur tout le côté droit, je avoir sept atomes d’oxygène et du côté gauche n’en avoir que deux alors que puis-je faire ici puis-je que puis-je multiplier par 2 pour arriver à 7 2 fois ce qui est égal à 7 puits 2 fois 3 et 1/2 est égal à 7 donc 2 fois 3 et 1/2 est égal à 7 rappelez-vous que j’ai 2 ici je dis 2 fois quelque chose est égal à 7 Je veux arriver au 4 plus le 3 puits je le multiplie par 3.5 et maintenant, j’ai 7 7 atomes d’oxygène des deux côtés de mon équation chimique, mais comme nous l’avons vu dans les vidéos précédentes, ce n’est pas standard de laisser un trois et demi ici, c’est un peu cette notion étrange de trois molécules et demie, nous aimons avoir des nombres entiers ici, alors comment pouvons-nous changer comment pouvons-nous nous assurer que nous avons tous les coefficients de nombres entiers devant nos molécules, nous pourrions tout multiplier par deux alors cette chose va devenir un sept cette chose va devenir un deux cela va devenir un quatre cela va devenir un six alors faisons-le juste. Je vais écrire le toute la réaction recommence donc j’ai mon éthane et je n’écrirai pas en fait dans quel état il se trouve juste pour gagner du temps et de l’oxygène moléculaire, ils brûlent le rendement, donc ce sont les réactifs, les produits sont du gaz carbonique et de l’eau liquide et de l’eau liquide, alors voyons vous multiplier si vous dites qu’il y en avait un ici avant que nous ne multipliions cela par deux pour obtenir deux nous multiplions trois points cinq ans par deux vous obtenez un sept ici nous avons eu deux juste ici multipliez cela par deux vous obtenez un quatre encore une fois je ne fais que multiplier les bateaux à tous les coefficients par deux juste comme vous l’avez fait dans une équation algébrique dans vos classes d’algèbre, puis finalement trois fois deux est six et nous sommes tous équilibrés, nous étions équilibrés ici, mais nous n’avions pas de nombre entier de coefficients en multipliant tout par deux nous a donné le nombre entier de coefficients et nous sommes beaucoup plus heureux
