Av Jack Brubaker | Uppdaterad 30 augusti 2022

vidalidali/iStock/GettyImages

Oxidationsreduktion, eller "redox", reaktioner är en hörnsten i kemiska omvandlingar. De involverar överföring av elektroner mellan arter:förlorade elektroner oxideras, insamlade elektroner reduceras. Att balansera en kemisk ekvation säkerställer att varje atom och varje laddning dyker upp på båda sidor, vilket hedrar bevarandet av massa och laddning - grundläggande principer för termodynamikens första lag. Redoxreaktioner tar detta ett steg längre genom att också balansera elektronantalet.

Steg 1:Identifiera oxidation och reduktion

Skriv den obalanserade reaktionen och bestäm vilka atomer som ändrar oxidationstillstånd. Till exempel i den sura reaktionen:

MnO₄ ^–  + C₂ O₄ ^2–  + H ⁺  → Mn ²⁺  + CO₂  + H₂ O

Eftersom syre nästan alltid har en –2-laddning, är den totala –1-laddningen av MnO₄ ^– tvingar mangan att ha ett +7 oxidationstillstånd. I C₂ O₄ ^2– , varje kol är +3. Efter reaktionen är Mn +2 och kol +4—mangan reduceras, kol oxideras.

Steg 2:Skriv halvreaktioner med elektroner

Uttryck oxidationen och reduktionen som separata halvreaktioner, lägg till elektroner för att balansera laddningen:

Reduktion:  MnO₄ ^–  + 8 H ⁺  + 5 e ^–  → Mn ²⁺  + 4 H₂ O

Oxidation:  C₂ O₄ ^2–  → 2 CO₂  + 2 e ^–

Steg 3:Utjämna elektronöverföring

Skala halvreaktionerna så att antalet elektroner matchar. Reduktionssteget kräver 5 elektroner; endast oxidationssteget 2. Multiplicera reduktionen med 2 och oxidationen med 5:

2 MnO₄ ^–  + 16 H ⁺  + 10 e ^–  → 2 Mn ²⁺  + 8 H₂ O

5 C₂ O₄ ^2–  → 10 CO₂  + 10 e ^–

Steg 4:Kombinera och avbryt

Att lägga till de två balanserade halvreaktionerna avbryter elektronerna:

2 MnO₄ ^–  + 16 H ⁺  + 5 C₂ O₄ ^2–  → 2 Mn ²⁺  + 8 H₂ O + 10 CO₂

Detta är den fullt balanserade redoxekvationen.

Genom att följa dessa systematiska steg kan du tryggt balansera alla redoxreaktioner, oavsett om det är i laboratoriemiljö eller i akademiska kurser.