Les réactions d'oxydo-réduction sont fondamentales en chimie, car elles permettent le transfert d'électrons entre les espèces chimiques. Ce transfert d'électrons est souvent associé à des changements importants d'énergie, ce qui rend ces réactions particulièrement importantes pour les processus biologiques et industriels. Dans une telle réaction, une substance se transforme en perdant des électrons : elle est oxydée. Simultanément, une autre substance se transforme en gagnant des électrons : elle est réduite. Ainsi, les réactions d'oxydo-réduction peuvent être vues comme une combinaison de deux demi-réactions : l'oxydation et la réduction.

Un exemple classique de réaction d'oxydo-réduction est la réaction entre le fer et l'oxygène pour former de la rouille. Le fer (Fe) agit comme un réducteur, cédant des électrons, tandis que l'oxygène (O2) agit comme un oxydant, acceptant ces électrons pour former des ions oxygène. Une autre réaction courante est celle entre le zinc métallique et une solution de sulfate de cuivre. Le zinc cède ses électrons (il est oxydé) pour devenir des ions zinc, et les ions cuivre dans la solution acceptent les électrons (ils sont réduits) pour former du cuivre métallique.

Dans une réaction d'oxydo-réduction, il est fondamental de respecter la loi de conservation des masses et des charges. Cela signifie que le nombre total d'électrons perdus par les substances oxydées doit être égal au nombre d'électrons gagnés par les substances réduites. L'équilibrage des équations d'oxydo-réduction peut nécessiter des ajustements concernant les molécules d'eau, les ions H+ ou OH-, et d'autres particules, notamment en fonction du milieu réactionnel (acide ou basique).

En chimie, chaque réaction d'oxydo-réduction peut être décrite en termes de couples oxydant/réducteur, souvent notés sous la forme Ox/Red. Les potentiels standard de ces couples, mesurés dans des conditions standard, permettent de prédire le sens et la spontanéité des réactions d'oxydo-réduction. Par exemple, le couple fer(III)/fer(II) (noté Fe3+/Fe2+) permet de savoir si le fer sous forme d'ion ferrique peut être réduit par une autre espèce en fer ferreux, et inversement. Ces valeurs de potentiel redox nous sont utiles pour construire des piles électrochimiques et comprendre le fonctionnement des cellules vivantes.