Oxidationsreducering eller "redox" -reaktioner representerar en av de viktigaste reaktionsklassificeringarna i kemi. Reaktionerna involverar nödvändigtvis överföring av elektroner från en art till en annan. Kemister hänvisar till förlusten av elektroner som oxidation och till ökningen av elektroner som reduktion. Balanseringen av en kemisk ekvation hänför sig till förfarandet för att justera antalet av varje reaktant och produkt så att föreningarna på vänster och höger sida av reaktionspilen - respektive reaktanterna och produkterna - innehåller samma antal av varje typ av atom . Denna process representerar en följd av termodynamikens första lag, som säger att materien inte kan skapas eller förstöras. Redox-reaktioner tar denna process ett steg längre genom att också balansera antalet elektroner på varje sida av pilen, eftersom elektronerna som atomer har massa och därför regleras av termodynamikens första lag.
Skriv det obalanserade kemikaliet ekvation på ett papper och identifiera arten som oxideras och reduceras genom att undersöka laddningarna på atomerna. Tänk på den obalanserade reaktionen hos permanganatjon, MnO4 (-), där (-) representerar en laddning på jonen av negativ en oxalatjon, C204 (2-) i närvaro av en syra, H (+) : MnO4 (-) + C204 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. Syre antar nästan alltid en laddning av negativa två i föreningar. Således, MnO4 (-), om varje syre bibehåller en negativ två laddning och den totala laddningen är negativ, måste manganet uppvisa en laddning av positiva sju. Kolet i C204 (2-) uppvisar på liknande sätt en laddning av positiva tre. På produktsidan har mangan en laddning av positiva två och kolet är positivt fyra. I denna reaktion reduceras sålunda manganet eftersom dess laddning minskar och kolet oxideras eftersom dess laddning ökar.
Skriv separata reaktioner - som kallas halvreaktioner - för oxidations- och reduktionsprocesserna och inkludera elektronerna. Mn (+7) i MnO4 (-) blir Mn (+2) genom att ta fem ytterligare elektroner (7 - 2 = 5). Eventuellt syre i MnO4 (-) måste emellertid bli vatten, H2O, som en biprodukt, och vattnet kan inte bildas med väteatomer, H (+). Därför måste protoner H (+) läggas till vänster sida av ekvationen. Den balanserade halvreaktionen blir nu MnO4 (-) + 8H (+) + 5e → Mn (2+) + 4 H2O, där e representerar en elektron. Oxidationshalverantionen blir på liknande sätt C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.
Balansera den totala reaktionen genom att säkerställa att antalet elektroner i oxidations- och reduktionshalverantagen är lika. Fortsatt i det föregående exemplet innefattar oxidationen av oxalatjonen C2O4 (2-) endast två elektroner, medan reduktionen av mangan innefattar fem. Följaktligen måste hela manganhalvreaktionen multipliceras med två och hela oxalatreaktionen multipliceras med fem. Detta kommer att ge antalet elektroner i varje halvreaktion till 10. De två halva reaktionerna blir nu 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O och 5 C2O4 (2) -) - 10 e → 10 CO2.
Hämta den balanserade övergripande ekvationen genom att summera de två balanserade halvreaktionerna. Observera att manganreaktionen inkluderar förstärkningen av 10 elektroner, medan oxalatreaktionen involverar förlusten av 10 elektroner. Elektronerna avbryter därför. I praktiken innebär detta att fem oxalatjoner överför totalt 10 elektroner till två permanganatjoner. När summeras blir den övergripande balanserade ekvationen 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, vilket representerar en balanserad redox ekvation.
