Les réactions d'oxydo-réduction

Les réactions d'oxydo-réduction, souvent appelées réactions rédox, sont des processus chimiques fondamentaux où il y a un transfert d'électrons entre deux espèces chimiques.

• Oxydation: C'est une réaction au cours de laquelle une espèce chimique perd des électrons.

  • L'espèce qui perd des électrons est appelée le réducteur.
  • Exemple: $Cu \rightarrow Cu^{2+} + 2e^-$ (le cuivre métallique perd 2 électrons)

• Réduction: C'est une réaction au cours de laquelle une espèce chimique gagne des électrons.

  • L'espèce qui gagne des électrons est appelée l'oxydant.
  • Exemple: $Ag^+ + e^- \rightarrow Ag$ (l'ion argent gagne 1 électron)

Pour résumer:

• Un oxydant est une espèce capable de gagner des électrons (il est réduit).
• Un réducteur est une espèce capable de perdre des électrons (il est oxydé).

Un couple rédox (ou couple oxydant/réducteur) est noté $Ox/Red$. Il est constitué d'un oxydant et de sa forme réduite correspondante. Par exemple, $Cu^{2+}/Cu$ ou $Ag^+/Ag$. L'oxydant et le réducteur d'un même couple sont dits conjugués.

L'oxydation et la réduction se produisent toujours simultanément : si une espèce perd des électrons (oxydation), une autre espèce doit les gagner (réduction).

Une réaction d'oxydo-réduction globale est la somme de deux demi-équations électroniques, l'une pour l'oxydation et l'autre pour la réduction. Pour écrire correctement ces demi-équations, il faut respecter deux principes fondamentaux :

1. Conservation des éléments: Il doit y avoir le même nombre de chaque type d'atome de chaque côté de la flèche.
2. Conservation de la charge: La somme des charges électriques doit être la même de chaque côté de la flèche.

Méthode générale pour équilibrer une demi-équation en milieu aqueux :

1. Équilibrer l'élément principal (autre que O ou H).
2. Équilibrer les atomes d'oxygène (O) en ajoutant des molécules d'eau ($H_2O$).
3. Équilibrer les atomes d'hydrogène (H) en ajoutant des ions $H^+$ (en milieu acide) ou $H_2O$ et $OH^-$ (en milieu basique).
   • Milieu acide: ajouter $H^+$
   • Milieu basique: ajouter $H_2O$ du côté où il manque des H, puis ajouter le même nombre d'$OH^-$ de l'autre côté. Simplifier si possible.
4. Équilibrer les charges en ajoutant des électrons ($e^-$). Les électrons sont toujours du côté de l'oxydant.

Exemples :

• Couple $MnO_4^-/Mn^{2+}$ (en milieu acide)

  1. $MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+}$ (Mn est équilibré)
  2. $MnO_4^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$ (équilibrer O avec $H_2O$)
  3. $MnO_4^- + 8H^+ \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$ (équilibrer H avec $H^+$)
  4. Charge à gauche: $(-1) + (+8) = +7$. Charge à droite: $(+2) + (0) = +2$. Il faut ajouter 5 électrons à gauche pour équilibrer les charges: $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$ (C'est une réduction, $MnO_4^-$ est l'oxydant)

• Couple $Cr_2O_7^{2-}/Cr^{3+}$ (en milieu acide)

  1. $Cr_2O_7^{2-} \rightarrow 2Cr^{3+}$ (équilibrer Cr)
  2. $Cr_2O_7^{2-} \rightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O$ (équilibrer O)
  3. $Cr_2O_7^{2-} + 14H^+ \rightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O$ (équilibrer H)
  4. Charge à gauche: $(-2) + (+14) = +12$. Charge à droite: $2 \times (+3) = +6$. Il faut ajouter 6 électrons à gauche: $Cr_2O_7^{2-} + 14H^+ + 6e^- \rightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O$ (Réduction)

• Couple $O_2/H_2O$ (en milieu basique)

  1. $O_2 \rightarrow 2H_2O$ (équilibrer O)
  2. $O_2 + 2H_2O \rightarrow 2H_2O + 4OH^-$ (pour équilibrer H, ajouter $2H_2O$ à gauche pour avoir $4H$ puis $4OH^-$ à droite) Simplification: $O_2 \rightarrow 4OH^-$ (en retirant $2H_2O$ de chaque côté)
  3. Charges: gauche 0, droite -4. Ajouter $4e^-$ à gauche: $O_2 + 4e^- \rightarrow 4OH^-$ (Réduction) Alternative en milieu basique (plus simple): équilibrer comme en milieu acide puis ajouter $OH^-$ des deux côtés pour neutraliser les $H^+$. $O_2 + 4H^+ + 4e^- \rightarrow 2H_2O$ Ajouter $4OH^-$ de chaque côté: $O_2 + 4H^+ + 4OH^- + 4e^- \rightarrow 2H_2O + 4OH^-$ $O_2 + 4H_2O + 4e^- \rightarrow 2H_2O + 4OH^-$ $O_2 + 2H_2O + 4e^- \rightarrow 4OH^-$ (Après simplification des $H_2O$)

Une fois les deux demi-équations électroniques équilibrées, on peut écrire l'équation de réaction globale. Pour cela, il faut s'assurer que le nombre d'électrons échangés soit le même dans les deux demi-équations.

Méthode :

1. Écrire les deux demi-équations électroniques équilibrées.
2. Multiplier chaque demi-équation par un coefficient stœchiométrique tel que le nombre d'électrons mis en jeu soit le même dans les deux (le plus petit commun multiple).
3. Additionner les deux demi-équations.
4. Simplifier les espèces identiques présentes des deux côtés de l'équation (électrons, $H^+$, $H_2O$, etc.).

Les électrons ne doivent jamais apparaître dans l'équation globale de la réaction rédox.

Exemple: Réaction entre l'ion permanganate ($MnO_4^-$) et l'ion fer(II) ($Fe^{2+}$) en milieu acide.

• Demi-équation de réduction (permanganate): $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$ (5 électrons)

• Demi-équation d'oxydation (fer(II)): $Fe^{2+} \rightarrow Fe^{3+} + e^-$ (1 électron)

Pour que le nombre d'électrons soit le même, on multiplie la demi-équation du fer par 5: $5Fe^{2+} \rightarrow 5Fe^{3+} + 5e^-$

Maintenant, on additionne les deux demi-équations: $(MnO_4^- + 8H^+ + 5e^-) + (5Fe^{2+}) \rightarrow (Mn^{2+} + 4H_2O) + (5Fe^{3+} + 5e^-)$

On simplifie les électrons: $MnO_4^- (aq) + 5Fe^{2+} (aq) + 8H^+ (aq) \rightarrow Mn^{2+} (aq) + 5Fe^{3+} (aq) + 4H_2O (l)$

Les coefficients stœchiométriques sont les nombres devant chaque espèce chimique. Ils indiquent les proportions dans lesquelles les réactifs réagissent et les produits se forment.

Le nombre d'oxydation (n.o.) est un concept utile pour suivre le transfert d'électrons dans les réactions rédox, en particulier pour les molécules complexes. Il représente la charge fictive qu'aurait un atome si tous les électrons de ses liaisons étaient attribués à l'atome le plus électronégatif.

Règles pour déterminer le n.o. :

1. Élément pur: Le n.o. d'un atome dans un corps simple (molécule constituée d'un seul élément, ex: $O_2$, $H_2$, $Fe$) est 0.
2. Ion monoatomique: Le n.o. d'un ion monoatomique (ex: $Na^+$, $Cl^-$, $Fe^{3+}$) est égal à sa charge.
3. Hydrogène (H): Le n.o. de H est généralement +I, sauf dans les hydrures métalliques (ex: $NaH$) où il est -I.
4. Oxygène (O): Le n.o. de O est généralement -II, sauf dans les peroxydes (ex: $H_2O_2$) où il est -I, et avec le fluor (ex: $OF_2$) où il est +II.
5. Halogènes (F, Cl, Br, I): Le n.o. du fluor (F) est toujours -I. Les autres halogènes sont généralement -I, sauf lorsqu'ils sont liés à un atome plus électronégatif (comme O) où ils peuvent avoir des n.o. positifs (ex: $ClO_3^-$).
6. Composés neutres: La somme des n.o. de tous les atomes dans une molécule neutre est 0.
7. Ions polyatomiques: La somme des n.o. de tous les atomes dans un ion polyatomique est égale à la charge de cet ion.

Exemples de calcul de n.o. :

• Dans $H_2O$: n.o.(H) = +I. $2 \times (+I) + n.o.(O) = 0 \Rightarrow n.o.(O) = -II$.
• Dans $SO_4^{2-}$: n.o.(O) = -II. $n.o.(S) + 4 \times (-II) = -2 \Rightarrow n.o.(S) - 8 = -2 \Rightarrow n.o.(S) = +VI$.
• Dans $K_2Cr_2O_7$: n.o.(K) = +I (alcalin), n.o.(O) = -II. $2 \times (+I) + 2 \times n.o.(Cr) + 7 \times (-II) = 0 \Rightarrow 2 + 2n.o.(Cr) - 14 = 0 \Rightarrow 2n.o.(Cr) = 12 \Rightarrow n.o.(Cr) = +VI$.

Le nombre d'oxydation permet de déterminer si un atome est oxydé ou réduit au cours d'une réaction:

• Si le n.o. d'un atome augmente, l'atome a perdu des électrons : il a été oxydé. L'espèce qui contient cet atome est le réducteur.
• Si le n.o. d'un atome diminue, l'atome a gagné des électrons : il a été réduit. L'espèce qui contient cet atome est l'oxydant.

Exemple: Réaction entre $Fe^{2+}$ et $MnO_4^-$.

• Dans $Fe^{2+}$: n.o.(Fe) = +II.

• Dans $Fe^{3+}$: n.o.(Fe) = +III. Le n.o. du fer passe de +II à +III. Il augmente, donc $Fe^{2+}$ est oxydé (c'est le réducteur).

• Dans $MnO_4^-$: n.o.(O) = -II. $n.o.(Mn) + 4 \times (-II) = -1 \Rightarrow n.o.(Mn) = +VII$.

• Dans $Mn^{2+}$: n.o.(Mn) = +II. Le n.o. du manganèse passe de +VII à +II. Il diminue, donc $MnO_4^-$ est réduit (c'est l'oxydant).

L'augmentation du n.o. indique une oxydation, la diminution du n.o. indique une réduction.

Le concept de nombre d'oxydation est particulièrement utile pour équilibrer des réactions rédox complexes, notamment celles impliquant des composés organiques ou des ions polyatomiques où les règles d'équilibrage avec $H^+$ et $H_2O$ peuvent être plus laborieuses.

Méthode d'équilibrage par le n.o. :

1. Identifier les atomes dont le n.o. change.
2. Calculer la variation totale du n.o. pour l'oxydant et le réducteur (en tenant compte des coefficients stœchiométriques à l'intérieur des molécules).
3. Égaliser la variation totale du n.o. pour chaque demi-réaction en utilisant des coefficients stœchiométriques. Ces coefficients correspondent au nombre d'électrons échangés.
4. Utiliser ces coefficients pour équilibrer la réaction globale, puis équilibrer les charges et les atomes restants ($H^+$ et $H_2O$) comme d'habitude.

Exemple: Oxydation de l'éthanol ($C_2H_6O$) en acide acétique ($C_2H_4O_2$) par $Cr_2O_7^{2-}$ en milieu acide.

• Réducteur (éthanol): $C_2H_6O \rightarrow C_2H_4O_2$ Calcul du n.o. moyen du carbone: Dans $C_2H_6O$: $2 \times n.o.(C) + 6 \times (+I) + (-II) = 0 \Rightarrow 2 \times n.o.(C) = -4 \Rightarrow n.o.(C) = -II$. Dans $C_2H_4O_2$: $2 \times n.o.(C) + 4 \times (+I) + 2 \times (-II) = 0 \Rightarrow 2 \times n.o.(C) = 0 \Rightarrow n.o.(C) = 0$. Variation de n.o. par atome de C: $0 - (-II) = +II$. Pour 2 atomes de C: $2 \times (+II) = +IV$. Cela signifie que 4 électrons sont perdus. Demi-équation: $C_2H_6O + H_2O \rightarrow C_2H_4O_2 + 4H^+ + 4e^-$ (à équilibrer avec $H_2O$ et $H^+$)

• Oxydant ($Cr_2O_7^{2-}$): $Cr_2O_7^{2-} \rightarrow 2Cr^{3+}$ Dans $Cr_2O_7^{2-}$: n.o.(Cr) = +VI. Dans $Cr^{3+}$: n.o.(Cr) = +III. Variation de n.o. par atome de Cr: $(+III) - (+VI) = -III$. Pour 2 atomes de Cr: $2 \times (-III) = -VI$. Cela signifie que 6 électrons sont gagnés. Demi-équation: $Cr_2O_7^{2-} + 14H^+ + 6e^- \rightarrow 2Cr^{3+} + 7H_2O$

On a 4 électrons perdus et 6 électrons gagnés. Le plus petit commun multiple est 12. Multiplions la première par 3 et la seconde par 2: $3C_2H_6O + 3H_2O \rightarrow 3C_2H_4O_2 + 12H^+ + 12e^-$ $2Cr_2O_7^{2-} + 28H^+ + 12e^- \rightarrow 4Cr^{3+} + 14H_2O$

Additionnons et simplifions: $3C_2H_6O + 2Cr_2O_7^{2-} + (28-12)H^+ \rightarrow 3C_2H_4O_2 + 4Cr^{3+} + (14-3)H_2O$ $3C_2H_6O (aq) + 2Cr_2O_7^{2-} (aq) + 16H^+ (aq) \rightarrow 3C_2H_4O_2 (aq) + 4Cr^{3+} (aq) + 11H_2O (l)$

Cette méthode est très puissante pour les réactions organiques où le carbone peut avoir des n.o. complexes.

Une pile électrochimique est un dispositif qui convertit l'énergie chimique d'une réaction d'oxydo-réduction spontanée en énergie électrique. Elle est constituée de deux demi-piles, chacune contenant un couple rédox.

• La réaction d'oxydation (perte d'électrons) se produit à l'anode (pôle négatif).
• La réaction de réduction (gain d'électrons) se produit à la cathode (pôle positif).

Les électrons libérés à l'anode circulent à travers un circuit externe (fil conducteur) vers la cathode, créant ainsi un courant électrique.

Une pile génère de l'électricité à partir d'une réaction rédox spontanée.

Une pile est généralement composée de :

• Deux électrodes: Ce sont des conducteurs électriques (souvent des métaux) où se déroulent les réactions d'oxydation et de réduction.
  • L'anode: lieu de l'oxydation. C'est le pôle négatif de la pile (les électrons partent de là).
  • La cathode: lieu de la réduction. C'est le pôle positif de la pile (les électrons arrivent là).
• Deux électrolytes: Ce sont des solutions ioniques dans lesquelles les électrodes sont plongées. Ils permettent le transport des ions.
• Un pont salin (ou jonction électrolytique): C'est un tube en U rempli d'une solution concentrée d'un sel (ex: $KCl$) dont les ions sont inertes vis-à-vis des réactions des demi-piles.
  • Rôle du pont salin:
    1. Fermer le circuit électrique interne en permettant le déplacement des ions.
    2. Maintenir la neutralité électrique dans chaque compartiment. Les anions du pont salin migrent vers l'anode pour compenser l'excès de charges positives (ions métalliques formés), et les cations migrent vers la cathode pour compenser la consommation d'ions positifs.

La force électromotrice (f.e.m.) ou tension à vide ($E_{pile}$) d'une pile est la différence de potentiel électrique entre les deux électrodes lorsqu'aucun courant ne circule. C'est le "moteur" qui pousse les électrons. $E_{pile} = E_{cathode} - E_{anode}$

Chaque couple rédox possède un potentiel standard d'électrode ($E^0$), mesuré par rapport à l'électrode standard à hydrogène (ESH) dont le potentiel est fixé à 0 V par convention.

• Les potentiels standards sont tabulés (ex: $E^0(Cu^{2+}/Cu) = +0,34 V$, $E^0(Zn^{2+}/Zn) = -0,76 V$).
• Plus $E^0$ est élevé, plus l'oxydant du couple est fort (plus facile à réduire).
• Plus $E^0$ est faible, plus le réducteur du couple est fort (plus facile à oxyder).

Prévision du sens de la réaction: La réaction spontanée se produit toujours entre l'oxydant du couple au potentiel le plus élevé et le réducteur du couple au potentiel le plus faible. Autrement dit, l'oxydant le plus fort réagit avec le réducteur le plus fort.

Pour une pile, l'électrode avec le $E^0$ le plus élevé sera la cathode (réduction), et celle avec le $E^0$ le plus faible sera l'anode (oxydation). Ainsi, $E_{pile} = E^0_{Ox_{fort}/Red_{fort}} - E^0_{Ox_{faible}/Red_{faible}}$. La f.e.m. d'une pile est toujours positive.

• Pile Daniell: C'est un exemple classique de pile.

  • Couple $Cu^{2+}/Cu$ (potentiel standard élevé) : cathode.
  • Couple $Zn^{2+}/Zn$ (potentiel standard faible) : anode.
  • Réactions: Anode (oxydation): $Zn (s) \rightarrow Zn^{2+} (aq) + 2e^-$ Cathode (réduction): $Cu^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow Cu (s)$ Globale: $Zn (s) + Cu^{2+} (aq) \rightarrow Zn^{2+} (aq) + Cu (s)$
  • $E_{pile} = E^0(Cu^{2+}/Cu) - E^0(Zn^{2+}/Zn) = +0,34 - (-0,76) = +1,10 V$.

• Pile Leclanché (pile saline ou pile sèche): Utilisée dans les appareils courants.

  • Anode (zinc): $Zn (s) \rightarrow Zn^{2+} (aq) + 2e^-$
  • Cathode (dioxyde de manganèse et graphite): $2MnO_2 (s) + 2NH_4^+ (aq) + 2e^- \rightarrow Mn_2O_3 (s) + 2NH_3 (aq) + H_2O (l)$
  • Tension typique: 1,5 V.

• Accumulateurs: Ce sont des piles rechargeables. La réaction est spontanée dans un sens (décharge) et peut être forcée dans le sens inverse par apport d'énergie électrique (charge).

  • Exemples: accumulateur plomb-acide (batteries de voiture), accumulateurs Lithium-ion (téléphones, ordinateurs).

L'électrolyse est le processus inverse d'une pile. Elle convertit l'énergie électrique en énergie chimique en forçant une réaction d'oxydo-réduction non spontanée à se produire. Pour cela, un générateur externe de courant continu est nécessaire.

• Le générateur impose le sens du courant et donc le sens des réactions.
• L'oxydation se produit à l'anode (pôle positif du générateur).
• La réduction se produit à la cathode (pôle négatif du générateur).

L'électrolyse utilise de l'électricité pour provoquer une réaction rédox forcée.

Un électrolyseur est le dispositif dans lequel se déroule l'électrolyse. Il est constitué de :

• Deux électrodes:
  • L'anode: reliée à la borne positive du générateur. C'est là qu'a lieu l'oxydation.
  • La cathode: reliée à la borne négative du générateur. C'est là qu'a lieu la réduction.
  • Les électrodes peuvent être inertes (ex: graphite, platine) ou actives (ex: cuivre dans un bain de sulfate de cuivre).
• Un électrolyte: Une solution ionique ou un sel fondu dans lequel les électrodes sont plongées. C'est le milieu où se déplacent les ions et où ont lieu les réactions.

À l'anode (positive), les anions sont attirés et s'oxydent. À la cathode (négative), les cations sont attirés et se réduisent. Le générateur "pompe" les électrons de l'anode et les "injecte" à la cathode.

L'électrolyse a de nombreuses applications industrielles cruciales :

• Production de métaux:
  • Aluminium: par électrolyse de l'alumine ($Al_2O_3$) fondue dans la cryolithe.
  • Sodium, Magnésium: par électrolyse de leurs sels fondus.
• Synthèse de produits chimiques:
  • Dichlore ($Cl_2$) et soude ($NaOH$): par électrolyse d'une solution de chlorure de sodium ($NaCl$). Anode: $2Cl^- (aq) \rightarrow Cl_2 (g) + 2e^-$ Cathode: $2H_2O (l) + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^- (aq)$
  • Dioxygène ($O_2$) et dihydrogène ($H_2$): par électrolyse de l'eau. Anode: $2H_2O (l) \rightarrow O_2 (g) + 4H^+ (aq) + 4e^-$ Cathode: $2H^+ (aq) + 2e^- \rightarrow H_2 (g)$ (ou $2H_2O (l) + 2e^- \rightarrow H_2 (g) + 2OH^- (aq)$)
• Dépôt électrolytique (galvanoplastie): Permet de recouvrir un objet d'une fine couche de métal (ex: chromage, argenture, dorure) pour améliorer son apparence, sa résistance à la corrosion ou sa conductivité.
• Affinage des métaux: Purifier des métaux bruts. Par exemple, le cuivre impur peut être utilisé comme anode et s'oxyde, tandis que le cuivre pur se dépose à la cathode.

En électrochimie, il existe une relation directe entre la quantité de matière transformée lors d'une réaction rédox et la charge électrique qui a circulé.

• La charge électrique ($Q$) transportée par $n_e$ moles d'électrons est donnée par la relation : $Q = n_e \cdot F$ où :

  • $Q$ est la charge électrique en Coulombs (C).
  • $n_e$ est la quantité de matière d'électrons en moles (mol).
  • $F$ est la constante de Faraday, qui représente la charge d'une mole d'électrons. $F \approx 96485 \text{ C/mol}$.

• Le courant électrique ($I$) est le débit de charge : $I = \frac{Q}{\Delta t}$ où :

  • $I$ est l'intensité du courant en Ampères (A).
  • $\Delta t$ est la durée en secondes (s). D'où $Q = I \cdot \Delta t$.

En combinant ces relations, on peut lier l'intensité du courant, la durée et la quantité de matière d'électrons échangés : $n_e = \frac{I \cdot \Delta t}{F}$

Lors d'une réaction rédox, le nombre d'électrons échangés est directement lié aux quantités de réactifs consommés ou de produits formés via les coefficients stœchiométriques des demi-équations.

Exemple: Déposition de cuivre par électrolyse. $Cu^{2+} (aq) + 2e^- \rightarrow Cu (s)$ Pour 1 mole de Cu déposé, il faut 2 moles d'électrons. Si un courant de 1 A circule pendant 1 heure (3600 s), la charge $Q = 1 \times 3600 = 3600 C$. La quantité d'électrons est $n_e = \frac{3600}{96485} \approx 0,0373 \text{ mol}$. La quantité de cuivre déposé est $n_{Cu} = \frac{n_e}{2} = \frac{0,0373}{2} \approx 0,0186 \text{ mol}$. La masse de cuivre déposé est $m_{Cu} = n_{Cu} \cdot M_{Cu} = 0,0186 \times 63,5 \approx 1,18 \text{ g}$.

Pour toutes les réactions chimiques, y compris les réactions rédox, le bilan de matière est établi à l'aide d'un tableau d'avancement. Ce tableau permet de suivre l'évolution des quantités de matière des réactifs et des produits.

Où $a, b, c, d$ sont les coefficients stœchiométriques de la réaction globale équilibrée.

Le réactif limitant est celui qui est entièrement consommé lorsque l'avancement atteint sa valeur maximale ($x_{max}$). La connaissance de $x_{max}$ permet de calculer les quantités de produits formés et les quantités de réactifs restants.

Le rendement ($\eta$) d'une réaction est le rapport entre la quantité de produit réellement obtenue et la quantité maximale théoriquement possible (calculée avec $x_{max}$): $\eta = \frac{n_{expérimentale}}{n_{théorique}} \times 100\%$

Les titrages (ou dosages) par oxydo-réduction sont des méthodes d'analyse quantitative utilisées pour déterminer la concentration d'une espèce chimique (le titré) en la faisant réagir avec une solution de concentration connue (le titrant).

• La réaction support de titrage doit être:

  • Totale: La réaction doit se dérouler complètement dans le sens direct.
  • Rapide: La réaction doit être suffisamment rapide pour que le dosage soit réalisable en un temps raisonnable.
  • Spécifique: Seuls le titrant et le titré doivent réagir significativement.

• Le point d'équivalence est atteint lorsque les réactifs ont été introduits dans les proportions stœchiométriques de la réaction. C'est à ce moment que tout le réactif titré a été consommé par le réactif titrant. À l'équivalence, la relation entre les quantités de matière est donnée par les coefficients stœchiométriques : $\frac{n(titré)}{a} = \frac{n(titrant)}{b}$ Si $C_{titré} \cdot V_{titré}$ est la quantité de titré et $C_{titrant} \cdot V_{équiv}$ est la quantité de titrant à l'équivalence : $\frac{C_{titré} \cdot V_{titré}}{a} = \frac{C_{titrant} \cdot V_{équiv}}{b}$ Cette relation permet de calculer la concentration inconnue $C_{titré}$.

• Le point d'équivalence est souvent détecté visuellement grâce à un indicateur coloré rédox (qui change de couleur quand l'un des couples est prédominant) ou par une méthode potentiométrique (mesure du potentiel d'électrode).

  • Exemple classique: titrage du $Fe^{2+}$ par $MnO_4^-$. L'ion permanganate est violet et l'ion manganèse(II) est incolore. L'équivalence est détectée par l'apparition d'une coloration violette persistante (le premier excès de $MnO_4^-$).

Les titrages rédox sont très utilisés en chimie analytique pour déterminer la concentration d'espèces oxydantes ou réductrices dans des échantillons.