Les lois de la chimie

Une transformation chimique est un processus au cours duquel des substances initiales, appelées réactifs, sont converties en de nouvelles substances, appelées produits, dont les propriétés sont différentes. C'est un phénomène irréversible dans la plupart des cas, qui implique une réorganisation des atomes.

Caractéristiques principales :

• Disparition des réactifs et apparition des produits : Les molécules des réactifs se brisent et les atomes se réarrangent pour former de nouvelles molécules (les produits).
• Conservation des éléments : La nature et le nombre d'atomes restent identiques avant et après la transformation. Par exemple, si vous avez 2 atomes de Carbone au début, vous en aurez toujours 2 à la fin, mais ils seront peut-être liés différemment.
• Conservation de la masse : La masse totale des réactifs est toujours égale à la masse totale des produits. C'est la célèbre Loi de Lavoisier ("Rien ne se perd, rien ne se crée, tout se transforme").

Exemple : La combustion du méthane ($CH_4$) avec le dioxygène ($O_2$) produit du dioxyde de carbone ($CO_2$) et de l'eau ($H_2O$). Les atomes de C, H et O sont conservés.

Pour représenter une transformation chimique, on utilise une équation de réaction. Elle symbolise le réarrangement des atomes.

Structure d'une équation de réaction :

$$\text{Réactifs} \rightarrow \text{Produits}$$

• Les réactifs sont à gauche de la flèche, les produits à droite.
• Des coefficients stœchiométriques sont placés devant les formules chimiques pour équilibrer l'équation, assurant la conservation des atomes. Ces coefficients indiquent les proportions dans lesquelles les réactifs réagissent et les produits se forment.

Loi de conservation des atomes : Pour qu'une équation soit équilibrée, le nombre de chaque type d'atome doit être identique de part et d'autre de la flèche. On ajuste les coefficients stœchiométriques à cet effet.

Exemple : Combustion du méthane

1. Formules brutes : $CH_4 + O_2 \rightarrow CO_2 + H_2O$
2. Équilibrage :
   • Carbone (C) : 1 à gauche, 1 à droite. C'est équilibré.
   • Hydrogène (H) : 4 à gauche ($CH_4$), 2 à droite ($H_2O$). Il faut 2 molécules d'eau : $CH_4 + O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$.
   • Oxygène (O) : 2 à gauche ($O_2$), 4 à droite ($CO_2$ a 2 O, $2H_2O$ a 2 O). Il faut 2 molécules de dioxygène : $CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O$.

L'équation équilibrée signifie qu'une molécule de méthane réagit avec deux molécules de dioxygène pour produire une molécule de dioxyde de carbone et deux molécules d'eau.

Les transformations chimiques peuvent être classées en plusieurs catégories selon la nature des réactifs et des produits, ou le mécanisme de réaction.

• Synthèse : Deux ou plusieurs réactifs se combinent pour former un seul produit plus complexe.
  • Exemple : $N_2 (g) + 3H_2 (g) \rightarrow 2NH_3 (g)$ (synthèse de l'ammoniac)
• Décomposition : Un seul réactif se divise pour former deux ou plusieurs produits plus simples.
  • Exemple : $2H_2O (l) \xrightarrow{\text{électrolyse}} 2H_2 (g) + O_2 (g)$ (décomposition de l'eau)
• Combustion : Une substance (combustible) réagit rapidement avec un comburant (souvent le dioxygène $O_2$), libérant de l'énergie sous forme de chaleur et de lumière. Les produits sont généralement des oxydes.
  • Exemple : $C_6H_{12}O_6 (s) + 6O_2 (g) \rightarrow 6CO_2 (g) + 6H_2O (l)$ (combustion du glucose)
• Précipitation : Deux solutions aqueuses sont mélangées, et l'un des produits formés est un solide insoluble (le précipité) qui se dépose au fond du récipient.
  • Exemple : $AgNO_3 (aq) + NaCl (aq) \rightarrow AgCl (s) + NaNO_3 (aq)$ (précipitation du chlorure d'argent)

Ces classifications ne sont pas exhaustives, mais elles couvrent les types les plus courants étudiés en chimie. Comprendre ces catégories aide à prévoir les réactifs et les produits.

En chimie, les atomes et les molécules sont si petits et si nombreux qu'il est impossible de les compter individuellement. On travaille donc avec des "paquets" appelés moles.

• La mole est l'unité du Système International pour la quantité de matière. Une mole correspond à un nombre fixe d'entités élémentaires (atomes, ions, molécules...).

• Ce nombre est le nombre d'Avogadro, noté $N_A$.

  • $N_A \approx 6,022 \times 10^{23} \text{ mol}^{-1}$
  • Cela signifie que dans 1 mole de n'importe quelle substance, il y a $6,022 \times 10^{23}$ entités de cette substance.
  • La mole est l'équivalent du "douzaine" pour les chimistes, mais à une échelle beaucoup plus grande.

• La masse molaire atomique ($M$) est la masse d'une mole d'atomes d'un élément donné. Elle s'exprime en grammes par mole ($g/mol$). Sa valeur numérique est égale à la masse atomique relative (ou nombre de masse) de l'élément, que l'on trouve dans le tableau périodique.

  • Exemple : $M(C) = 12,01 \text{ g/mol}$, $M(O) = 16,00 \text{ g/mol}$.

• La masse molaire moléculaire est la masse d'une mole de molécules. Elle est obtenue en additionnant les masses molaires atomiques de tous les atomes constituant la molécule.

  • Exemple : Pour l'eau ($H_2O$) : $M(H_2O) = 2 \times M(H) + M(O)$ $M(H_2O) = 2 \times 1,01 \text{ g/mol} + 16,00 \text{ g/mol} = 18,02 \text{ g/mol}$

La quantité de matière (nombre de moles), notée $n$, est une grandeur fondamentale en chimie. On peut la calculer de différentes manières :

• À partir de la masse ($m$) : Si on connaît la masse d'une substance et sa masse molaire ($M$), on peut trouver la quantité de matière :

  $$n = \frac{m}{M}$$

  où $n$ est en moles (mol), $m$ en grammes (g) et $M$ en grammes par mole (g/mol).

  • Exemple : Quelle est la quantité de matière dans 36 g d'eau ? $n(H_2O) = \frac{36 \text{ g}}{18,02 \text{ g/mol}} \approx 2,0 \text{ mol}$

• À partir du volume ($V$) pour un gaz : Dans les conditions normales de température et de pression (CNTP : $0^\circ C$ et $1 \text{ atm}$), une mole de n'importe quel gaz occupe un volume d'environ 22,4 litres. C'est le volume molaire des gaz ($V_m$).

  $$n = \frac{V}{V_m}$$

  où $n$ est en moles (mol), $V$ en litres (L) et $V_m$ en litres par mole (L/mol).

  • Attention : $V_m$ dépend des conditions de température et de pression. Pour des conditions ambiantes ($20^\circ C$, $1 \text{ atm}$), $V_m \approx 24 \text{ L/mol}$. Il faut toujours vérifier la valeur de $V_m$ donnée.

• À partir de la concentration ($C$) pour une solution : Si on connaît la concentration molaire ($C$) d'une solution et son volume ($V$), on peut calculer la quantité de matière de soluté :

  $$n = C \times V$$

  où $n$ est en moles (mol), $C$ en moles par litre (mol/L) et $V$ en litres (L).

  • Exemple : Quelle est la quantité de matière de glucose dans 0,5 L d'une solution à 0,1 mol/L ? $n(\text{glucose}) = 0,1 \text{ mol/L} \times 0,5 \text{ L} = 0,05 \text{ mol}$

Le tableau d'avancement est un outil essentiel pour suivre l'évolution d'une réaction chimique et déterminer les quantités de matière des réactifs et des produits à différents moments. Il est basé sur la stœchiométrie de la réaction.

Il se construit en colonnes pour chaque espèce chimique et en lignes pour les différents états de la réaction :

• $A, B, C, D$ sont les espèces chimiques.
• $a, b, c, d$ sont les coefficients stœchiométriques.
• $x$ est l'avancement de la réaction, exprimé en moles (mol). Il représente la quantité de "paquets de réaction" qui ont eu lieu.
• $n_{X,0}$ est la quantité de matière initiale de l'espèce X.

Le réactif limitant est le réactif qui est entièrement consommé lorsque la réaction s'arrête (ou atteint son avancement maximal $x_{max}$). Pour le trouver, on calcule $x_{max}$ pour chaque réactif en supposant qu'il est le limitant, puis on prend la plus petite valeur.

• Si A est limitant : $n_{A,0} - ax_{max} = 0 \Rightarrow x_{max} = n_{A,0}/a$
• Si B est limitant : $n_{B,0} - bx_{max} = 0 \Rightarrow x_{max} = n_{B,0}/b$ Le plus petit $x_{max}$ trouvé détermine le réactif limitant et l'avancement maximal de la réaction.

Dans la pratique, la quantité de produit obtenue expérimentalement est souvent inférieure à la quantité théoriquement attendue. Le rendement ($\rho$) d'une réaction chimique permet de quantifier l'efficacité de cette réaction.

$$\rho = \frac{\text{quantité de produit obtenue (expérimentale)}}{\text{quantité de produit attendue (théorique)}} \times 100$$

• Quantité de produit attendue (théorique) : C'est la quantité maximale de produit que l'on pourrait obtenir si la réaction était totale et parfaite, calculée à partir du réactif limitant et de l'avancement maximal ($x_{max}$) via le tableau d'avancement.
• Quantité de produit obtenue (expérimentale) : C'est la quantité de produit réellement mesurée après l'expérience.

Le rendement est généralement exprimé en pourcentage (%). Il est toujours compris entre 0% et 100%. Un rendement de 100% signifie que toute la quantité possible de produit a été formée. Un rendement inférieur à 100% peut être dû à diverses raisons :

• Réactions secondaires
• Perte de produit lors de la manipulation ou de la purification
• Réaction non totale (équilibre chimique)

Un bon rendement est crucial en industrie pour optimiser la production et minimiser les coûts.

Une solution est un mélange homogène de deux ou plusieurs substances. Elle est composée d'un soluté (la substance dissoute) et d'un solvant (la substance qui dissout). Les solutions aqueuses ont l'eau comme solvant.

• Dissolution : C'est le processus par lequel un soluté se disperse uniformément dans un solvant.

  • Dissolution d'un solide ionique : Quand un sel comme le chlorure de sodium ($NaCl$) est mis dans l'eau, les ions $Na^+$ et $Cl^-$ se séparent et sont entourés par les molécules d'eau (phénomène de solvatation).
    • $NaCl (s) \xrightarrow{H_2O} Na^+ (aq) + Cl^- (aq)$
  • Dissolution d'un composé moléculaire : Si le composé est polaire (ex: sucre, alcool), il peut former des liaisons hydrogène avec l'eau et se disperser sans se dissocier.
    • $C_{12}H_{22}O_{11} (s) \xrightarrow{H_2O} C_{12}H_{22}O_{11} (aq)$

• Dilution : C'est l'action de réduire la concentration d'une solution en ajoutant du solvant (souvent de l'eau). Lors d'une dilution, la quantité de soluté reste inchangée, seul le volume de solvant et donc le volume total de la solution augmentent.

  • Relation de dilution : $C_{mère} \times V_{mère} = C_{fille} \times V_{fille}$
  • Où $C_{mère}$ et $V_{mère}$ sont la concentration et le volume de la solution initiale (mère), et $C_{fille}$ et $V_{fille}$ sont ceux de la solution diluée (fille).
  • Exemple : On dilue 10 mL d'une solution mère de $HCl$ à 1 mol/L pour obtenir 100 mL de solution fille. $1 \text{ mol/L} \times 0,010 \text{ L} = C_{fille} \times 0,100 \text{ L}$ $C_{fille} = 0,1 \text{ mol/L}$

La concentration en quantité de matière, ou concentration molaire, notée $C$ ou $[X]$ pour une espèce X, mesure la quantité de soluté (en moles) présente par unité de volume de solution.

• Définition : $$C = \frac{n}{V}$$ où $n$ est la quantité de matière de soluté en moles (mol) et $V$ est le volume total de la solution en litres (L).
• Unité : La concentration molaire s'exprime en moles par litre (mol/L). On peut aussi trouver l'unité M (pour Molaire, équivalent à mol/L).
• Calcul : On utilise cette formule pour calculer $C$ si $n$ et $V$ sont connus, ou pour trouver $n$ ou $V$ si les autres grandeurs sont connues.

Exemple : On dissout 0,05 mol de sel dans de l'eau pour obtenir 250 mL de solution. Quelle est la concentration molaire ? $V = 250 \text{ mL} = 0,250 \text{ L}$ $C = \frac{0,05 \text{ mol}}{0,250 \text{ L}} = 0,2 \text{ mol/L}$

La concentration massique, notée $C_m$ ou $\rho_m$, mesure la masse de soluté (en grammes) présente par unité de volume de solution. C'est une façon plus intuitive de parler de concentration au quotidien.

• Définition : $$C_m = \frac{m_{soluté}}{V_{solution}}$$ où $m_{soluté}$ est la masse du soluté en grammes (g) et $V_{solution}$ est le volume total de la solution en litres (L).
• Unité : La concentration massique s'exprime en grammes par litre (g/L).

Exemple : On dissout 10 g de sucre dans de l'eau pour obtenir 500 mL de solution. Quelle est la concentration massique ? $V_{solution} = 500 \text{ mL} = 0,500 \text{ L}$ $C_m = \frac{10 \text{ g}}{0,500 \text{ L}} = 20 \text{ g/L}$

Il existe une relation directe entre la concentration massique ($C_m$) et la concentration molaire ($C$) via la masse molaire ($M$) du soluté.

On sait que : $C = \frac{n}{V}$ et $C_m = \frac{m}{V}$ Et que $n = \frac{m}{M}$.

En remplaçant $n$ dans la formule de $C$ : $C = \frac{m/M}{V} = \frac{m}{V \times M}$

Puisque $C_m = m/V$, on peut écrire :

$$C = \frac{C_m}{M} \quad \text{ ou } \quad C_m = C \times M$$

• Cette relation est un facteur de conversion très utile :
  • Pour passer de mol/L à g/L, on multiplie par la masse molaire.
  • Pour passer de g/L à mol/L, on divise par la masse molaire.

Exemple : Une solution de glucose ($C_6H_{12}O_6$) a une concentration molaire de 0,1 mol/L. Quelle est sa concentration massique ? $M(\text{glucose}) = 6 \times M(C) + 12 \times M(H) + 6 \times M(O)$ $M(\text{glucose}) = 6 \times 12,01 + 12 \times 1,01 + 6 \times 16,00 = 180,18 \text{ g/mol}$ $C_m = C \times M = 0,1 \text{ mol/L} \times 180,18 \text{ g/mol} = 18,018 \text{ g/L}$

Il est crucial de maîtriser ces calculs pour préparer des solutions et comprendre les réactions.

La théorie de Brønsted-Lowry est la plus couramment utilisée pour définir les acides et les bases en solution aqueuse.

• Un acide de Brønsted est une espèce chimique capable de céder un ou plusieurs protons ($H^+$).

  • Exemple : $HCl (aq) \rightarrow H^+ (aq) + Cl^- (aq)$
  • Exemple : $CH_3COOH (aq) \rightleftharpoons H^+ (aq) + CH_3COO^- (aq)$ (acide faible)

• Une base de Brønsted est une espèce chimique capable de capter un ou plusieurs protons ($H^+$).

  • Exemple : $NaOH (aq) \rightarrow Na^+ (aq) + OH^- (aq)$, l'ion $OH^-$ est une base forte : $OH^- (aq) + H^+ (aq) \rightarrow H_2O (l)$
  • Exemple : $NH_3 (aq) + H^+ (aq) \rightleftharpoons NH_4^+ (aq)$ (base faible)

• Couple acide/base conjugué : Un acide et une base qui ne diffèrent que par un proton ($H^+$) forment un couple acide/base conjugué, noté $AH/A^-$.

  • $AH \rightleftharpoons A^- + H^+$
  • L'acide $AH$ cède un proton pour former sa base conjuguée $A^-$.
  • La base $A^-$ capte un proton pour former son acide conjugué $AH$.
  • Exemple : $CH_3COOH / CH_3COO^-$ (acide acétique / ion acétate)
  • Exemple : $NH_4^+ / NH_3$ (ion ammonium / ammoniac)

Le pH (potentiel Hydrogène) est une mesure de l'acidité ou de la basicité d'une solution aqueuse. Il est directement lié à la concentration des ions hydronium ($H_3O^+$) ou $H^+$ dans la solution.

• Définition :

  $$pH = -\log[H_3O^+] \quad \text{ ou } \quad [H_3O^+] = 10^{-pH}$$

  où $[H_3O^+]$ est la concentration molaire des ions hydronium en mol/L.

  • Le pH est une grandeur sans unité.
  • Une variation d'une unité de pH correspond à une multiplication par dix de la concentration en ions $H_3O^+$.

• Échelle de pH (à 25°C) :

  • pH < 7 : Solution acide ($[H_3O^+] > [OH^-]$)
  • pH = 7 : Solution neutre ($[H_3O^+] = [OH^-]$)
  • pH > 7 : Solution basique ($[H_3O^+] < [OH^-]$)
  • L'échelle s'étend généralement de 0 à 14, mais des solutions très acides ou très basiques peuvent avoir des pH en dehors de cet intervalle.

• Mesure du pH :

  • Papier pH ou indicateurs colorés : donnent une valeur approximative du pH par changement de couleur.
  • pH-mètre : appareil électronique plus précis, composé d'une sonde (électrode de verre) et d'un boîtier de mesure. Il doit être étalonné avant utilisation.

Une réaction acido-basique (ou réaction de neutralisation) est une réaction de transfert de proton ($H^+$) entre un acide et une base.

• L'acide d'un couple réagit avec la base d'un autre couple.

  • $Acide_1 + Base_2 \rightarrow Base_1 + Acide_2$

• Équation de réaction générale : $AH + B \rightarrow A^- + BH^+$

• Exemple : Réaction entre l'acide chlorhydrique ($HCl$, acide fort) et l'hydroxyde de sodium ($NaOH$, base forte).

  • $HCl (aq) \rightarrow H^+ (aq) + Cl^- (aq)$
  • $NaOH (aq) \rightarrow Na^+ (aq) + OH^- (aq)$
  • La réaction nette est entre l'ion $H^+$ (ou $H_3O^+$) et l'ion $OH^-$ : $H^+ (aq) + OH^- (aq) \rightarrow H_2O (l)$
  • C'est une réaction de neutralisation où les propriétés acides et basiques disparaissent pour former de l'eau.

Le titrage acido-basique est une technique expérimentale qui permet de déterminer la concentration inconnue d'une solution acide ou basique.

• Principe du titrage : Une solution de concentration connue, appelée solution titrante (ou réactif titrant), est ajoutée progressivement à une solution de concentration inconnue, appelée solution titrée (ou réactif titré), jusqu'à ce que la réaction soit complète.

• Matériel :

  • Burette graduée : Contient la solution titrante, permet d'ajouter le volume avec précision.
  • Bécher ou erlenmeyer : Contient la solution titrée et un agitateur magnétique.
  • pH-mètre ou indicateur coloré : Pour suivre l'évolution du pH et repérer le point d'équivalence.

• Point d'équivalence ($V_E$) : C'est le moment où les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques de la réaction. À ce point, le réactif titrant a exactement réagi avec tout le réactif titré.

  • Pour une réaction $aA + bB \rightarrow Produits$, à l'équivalence : $$\frac{n_A}{a} = \frac{n_B}{b} \quad \text{ ou } \quad \frac{C_A V_A}{a} = \frac{C_B V_B}{b}$$ où $n_A, C_A, V_A$ sont la quantité de matière, concentration et volume de l'acide, et $n_B, C_B, V_B$ pour la base.
  • Le pH au point d'équivalence dépend de la force de l'acide et de la base :
    • Acide fort/Base forte : pH = 7
    • Acide faible/Base forte : pH > 7
    • Acide fort/Base faible : pH < 7

• Détermination de concentration : En mesurant le volume de solution titrante nécessaire pour atteindre l'équivalence ($V_E$), on peut calculer la concentration inconnue de la solution titrée.

  • Exemple : Titrage d'un acide $HA$ par une base $BOH$. À l'équivalence : $C_{acide} \times V_{acide} = C_{base} \times V_{E}$

• Courbe de titrage : Graphique du pH en fonction du volume de solution titrante ajoutée. Le point d'équivalence est caractérisé par un saut de pH.

Les réactions d'oxydoréduction (ou réactions rédox) impliquent un transfert d'électrons entre des espèces chimiques.

• Oxydation : C'est une perte d'électrons. L'espèce qui perd des électrons est appelée le réducteur. Son nombre d'oxydation augmente.

  • Exemple : Le zinc métallique ($Zn$) perd deux électrons pour former l'ion zinc ($Zn^{2+}$). $Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$

• Réduction : C'est un gain d'électrons. L'espèce qui gagne des électrons est appelée l'oxydant. Son nombre d'oxydation diminue.

  • Exemple : L'ion cuivre ($Cu^{2+}$) gagne deux électrons pour former le cuivre métallique ($Cu$). $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$

• Moyen mnémotechnique : Oxydaison Perte Électrons (OPE), Réduction Gain Électrons (RGE).

Une oxydation et une réduction se produisent toujours simultanément. Un couple rédox (ou couple oxydant/réducteur) est constitué d'un oxydant et de son réducteur conjugué, liés par une demi-équation électronique.

• Notation : $Ox/Red$

• Demi-équation électronique : $Ox + n e^- \rightleftharpoons Red$ où $n$ est le nombre d'électrons échangés.

• Exemples de couples rédox :

  • $Cu^{2+}/Cu$ : $Cu^{2+} (aq) + 2e^- \rightleftharpoons Cu (s)$
  • $Zn^{2+}/Zn$ : $Zn^{2+} (aq) + 2e^- \rightleftharpoons Zn (s)$
  • $Fe^{3+}/Fe^{2+}$ : $Fe^{3+} (aq) + e^- \rightleftharpoons Fe^{2+} (aq)$
  • $MnO_4^-/Mn^{2+}$ : $MnO_4^- (aq) + 8H^+ (aq) + 5e^- \rightleftharpoons Mn^{2+} (aq) + 4H_2O (l)$ (en milieu acide)

• Tableau des potentiels standards : Ce tableau classe les couples rédox selon leur pouvoir oxydant ou réducteur. Plus le potentiel est élevé, plus l'oxydant est fort (et plus le réducteur conjugué est faible). Plus le potentiel est bas, plus le réducteur est fort (et plus l'oxydant conjugué est faible).

  • Un oxydant d'un couple réagit spontanément avec le réducteur d'un couple dont le potentiel est inférieur.

Pour écrire l'équation bilan d'une réaction rédox, il faut combiner deux demi-équations électroniques : une d'oxydation et une de réduction.

Étapes :

1. Identifier les deux couples rédox qui réagissent.
2. Écrire les demi-équations électroniques pour chaque couple, en s'assurant que l'oxydant est du côté des électrons et le réducteur de l'autre.
   • Ex: $Ox_1 + n_1 e^- \rightleftharpoons Red_1$
   • Ex: $Ox_2 + n_2 e^- \rightleftharpoons Red_2$
3. Ajuster les demi-équations pour équilibrer les atomes (sauf H et O), puis les atomes d'oxygène (avec $H_2O$), puis les atomes d'hydrogène (avec $H^+$ en milieu acide ou $H_2O/OH^-$ en milieu basique), et enfin les charges (avec les électrons $e^-$).
4. Multiplier chaque demi-équation par un coefficient approprié pour que le nombre d'électrons échangés soit le même dans les deux demi-réactions.
5. Additionner les deux demi-équations et simplifier les électrons (ils doivent disparaître) et les autres espèces identiques de part et d'autre de la flèche.

Exemple : Réaction entre les ions $Fe^{2+}$ et les ions permanganate $MnO_4^-$ en milieu acide.

1. Couples : $Fe^{3+}/Fe^{2+}$ et $MnO_4^-/Mn^{2+}$
2. Demi-équations :
   • $Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^-$ (oxydation du fer(II))
   • $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$ (réduction du permanganate)
3. Équilibrage des électrons : multiplier la première demi-équation par 5.
   • $5Fe^{2+} \rightarrow 5Fe^{3+} + 5e^-$
   • $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$
4. Additionner : $5Fe^{2+} + MnO_4^- + 8H^+ \rightarrow 5Fe^{3+} + Mn^{2+} + 4H_2O$ L'équation est équilibrée en atomes et en charges.

Les réactions d'oxydoréduction sont omniprésentes et ont de nombreuses applications pratiques et industrielles.

• Piles électrochimiques (ou piles voltaïques) : Elles convertissent l'énergie chimique d'une réaction rédox spontanée en énergie électrique.
  • Exemple : La pile Daniell utilise la réaction entre le zinc et les ions cuivre(II) : $Zn (s) + Cu^{2+} (aq) \rightarrow Zn^{2+} (aq) + Cu (s)$ L'oxydation du zinc fournit des électrons, la réduction du cuivre les consomme, générant un courant électrique.
• Corrosion : C'est la dégradation d'un matériau (souvent un métal) par réaction rédox avec son environnement. La rouille est un exemple d'oxydation du fer.
  • Exemple : $4Fe (s) + 3O_2 (g) + 6H_2O (l) \rightarrow 4Fe(OH)_3 (s)$ (puis déshydratation en rouille)
• Titrage rédox : Comme le titrage acido-basique, il permet de déterminer la concentration d'une espèce en solution en la faisant réagir avec un oxydant ou un réducteur de concentration connue.
  • Exemple : Le titrage des ions $Fe^{2+}$ par les ions permanganate $MnO_4^-$ est couramment utilisé pour doser le fer.
• Électrolyse : C'est le processus inverse des piles. On utilise de l'énergie électrique pour forcer une réaction rédox non spontanée à se produire (ex: production d'aluminium, d'hydrogène).
• Batteries rechargeables : Elles fonctionnent sur le principe de réactions rédox réversibles. Lors de la décharge, la réaction est spontanée et produit de l'électricité ; lors de la charge, un courant externe inverse la réaction.

Ces applications montrent l'importance fondamentale des réactions d'oxydoréduction dans notre vie quotidienne et dans l'industrie.