Redukcija oksidacije ili „redoks“ reakcije predstavljaju jednu od glavnih klasifikacija reakcija u kemiji. Reakcije nužno uključuju prijenos elektrona s jedne vrste na drugu. Kemičari nazivaju gubitak elektrona kao oksidaciju, a dobitak elektrona kao redukciju. Uravnotežavanje kemijske jednadžbe odnosi se na postupak prilagođavanja broja svakog reaktanta i produkta tako da spojevi na lijevoj i desnoj strani reakcijske strelice - reaktanata, odnosno proizvoda - sadrže isti broj svake vrste atoma , Taj proces predstavlja posljedicu prvog zakona termodinamike koji kaže da se materija ne može stvoriti niti uništiti. Redox reakcije odvode ovaj korak korak dalje tako što uravnotežuju broj elektrona na svakoj strani strelice, jer, poput atoma, elektroni posjeduju masu i stoga upravlja ovim prvim zakonom termodinamike.
Napišite neuravnoteženu hemijsku jednadžbu na papir i identificirajte vrste oksidirane i reducirane ispitivanjem naboja u atomima. Na primjer, razmotrite neuravnoteženu reakciju permanganatnog iona, MnO4 (-), gdje (-) predstavlja naboj na ionu negativnog, i oksalatni ion, C2O4 (2-) u prisutnosti kiseline, H (+) : MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H20. Kisik gotovo uvijek pretpostavlja naboj negativnih dva u spojevima. Dakle, MnO4 (-), ako svaki kisik održava negativan dva naboja, a ukupni naboj je negativan, tada mangan mora pokazati naboj pozitivan sedam. Ugljik u C2O4 (2) na sličan način pokazuje naboj tri pozitivne. Na strani proizvoda mangan ima pozitivan naboj dva, a ugljik pozitivan četiri. Stoga se u ovoj reakciji mangan smanjuje jer mu se naboj smanjuje, a ugljik oksidira jer se njegov naboj povećava.
Napisati odvojene reakcije - nazvane polu-reakcije - za procese oksidacije i redukcije i uključiti elektrone. Mn (+7) u MnO4 (-) postaje Mn (+2) tako što uzima pet dodatnih elektrona (7 - 2 = 5). Međutim, bilo koji kisik u MnO4 (-) mora postati voda, H2O, kao nusprodukt, a voda se ne može tvoriti s vodikovim atomima, H (+). Stoga se protoni, H (+) moraju dodati na lijevu stranu jednadžbe. Uravnotežena reakcija pola postaje MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H20, gdje e predstavlja elektron. Polu-reakcija oksidacije na sličan način postaje C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.
Uravnotežite ukupnu reakciju osiguravajući da je broj elektrona u polu-reakcijama oksidacije i redukcije jednak. Nastavljajući prethodni primjer, oksidacija oksalatnog iona, C2O4 (2-), uključuje samo dva elektrona, dok redukcija mangana uključuje pet. Zbog toga se cijela reakcija polovice mangana mora pomnožiti s dva, a cijela reakcija oksalata mora se pomnožiti s pet. Time će se broj elektrona u svakoj reakciji upola smanjiti na 10. Dvije polovine reakcija postaju 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O i 5 C2O4 (2 -) - 10 e → 10 CO2.
Dobijte uravnoteženu ukupnu jednadžbu zbrajanjem dviju reakcija izbalansirane polovice. Napominjemo da reakcija mangana uključuje dobit od 10 elektrona, dok oksalatna reakcija uključuje gubitak 10 elektrona. Elektroni se stoga poništavaju. U praktičnom smislu to znači da pet oksalatnih iona prenosi ukupno 10 elektrona na dva permanganatna iona. Kada se zbroji, ukupna uravnotežena jednadžba postaje 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, što predstavlja uravnoteženu redoks jednadžbu.