Oxidačně-redukční neboli „redoxní“ reakce představují jednu z hlavních klasifikací chemie. Reakce nutně zahrnují přenos elektronů z jednoho druhu na jiný. Lékaři označují ztrátu elektronů jako oxidaci a zisk elektronů jako redukci. Vyvažování chemické rovnice se týká procesu úpravy počtu každého reaktantu a produktu tak, aby sloučeniny na levé a pravé straně reakční šipky - reaktanty a produkty - obsahují stejný počet každého typu atom. Tento proces představuje důsledek prvního zákona termodynamiky, který říká, že hmota nemůže být ani vytvořena, ani zničena. Redoxní reakce posouvají tento proces o krok dále tím, že také vyrovnávají počet elektronů na každé straně šipka, protože stejně jako atomy mají elektrony hmotnost, a proto se řídí prvním zákonem termodynamika.
Napište nevyváženou chemickou rovnici na kousek papíru a identifikujte druhy oxidované a redukované zkoumáním nábojů na atomech. Uvažujme například nevyváženou reakci manganistanového iontu, MnO4 (-), kde (-) představuje náboj na iontu negativní a oxalátový ion, C2O4 (2-) v přítomnosti kyseliny, H (+): MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. Kyslík téměř vždy předpokládá ve sloučeninách náboj záporných dvou. Tedy, MnO4 (-), pokud si každý kyslík udržuje záporný dva náboje a celkový náboj je záporný, pak musí mangan vykazovat náboj kladných sedmi. Uhlík v C2O4 (2-) podobně vykazuje náboj kladné tři. Na straně produktu má mangan náboj kladná dvě a uhlík kladná čtyři. Při této reakci tedy dochází k redukci manganu, protože jeho náboj klesá, a uhlík se oxiduje, protože se jeho náboj zvyšuje.
Napište samostatné reakce - tzv. Poloviční reakce - pro procesy oxidace a redukce a zahrňte elektrony. Mn (+7) v MnO4 (-) se stává Mn (+2) tím, že vezme dalších pět elektronů (7 - 2 = 5). Jakýkoli kyslík v MnO4 (-) se však musí stát vodou, H2O, jako vedlejší produkt, a voda se nemůže tvořit s atomy vodíku, H (+). Proto musí být na levou stranu rovnice přidány protony, H (+). Vyvážená poloviční reakce se nyní stává MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, kde e představuje elektron. Oxidační poloreakcí se podobně stává C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.
Vyvažte celkovou reakci zajištěním stejného počtu elektronů v oxidačních a redukčních poloreakcích. V pokračování předchozího příkladu zahrnuje oxidace oxalátového iontu, C2O4 (2-), pouze dva elektrony, zatímco redukce manganu zahrnuje pět. V důsledku toho musí být celá poloviční reakce manganu vynásobena dvěma a celá oxalátová reakce musí být vynásobena pěti. Tím se počet elektronů v každé polovině reakce zvýší na 10. Tyto dvě poloviční reakce se nyní staly 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O a 5 C2O4 (2-) - 10 e → 10 CO2.
Získejte vyváženou celkovou rovnici sečtením dvou vyvážených polovičních reakcí. Všimněte si, že manganová reakce zahrnuje zisk 10 elektronů, zatímco oxalátová reakce zahrnuje ztrátu 10 elektronů. Elektrony se proto ruší. V praxi to znamená, že pět oxalátových iontů přenáší celkem 10 elektronů na dva manganistanové ionty. Když se to sečte, celková vyvážená rovnice se stane 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, což představuje vyváženou redoxní rovnici.