Oxidationsreduktions- eller "redox" -reaktioner repræsenterer en af de vigtigste reaktionsklassifikationer inden for kemi. Reaktionerne involverer nødvendigvis overførsel af elektroner fra en art til en anden. Kemikere henviser til tabet af elektroner som oxidation og til gevinsten af elektroner som reduktion. Afvejningen af en kemisk ligning henviser til processen med at justere antallet af hver reaktant og produkt, så forbindelserne på venstre og højre side af reaktionspilen - henholdsvis reaktanterne og produkterne - indeholder det samme antal af hver type atom. Denne proces repræsenterer en konsekvens af den første lov om termodynamik, der siger, at stof hverken kan skabes eller ødelægges. Redox-reaktioner tager denne proces et skridt videre ved også at afbalancere antallet af elektroner på hver side af pilen, fordi elektroner ligesom atomer har masse og derfor styres af den første lov af termodynamik.
Skriv den ubalancerede kemiske ligning på et stykke papir, og identificer arten, der oxideres og reduceres ved at undersøge ladningerne på atomerne. Overvej for eksempel den ubalancerede reaktion af permanganation, MnO4 (-), hvor (-) repræsenterer en ladning på ionen af negativ og oxalation, C2O4 (2-) i nærvær af en syre, H (+): MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. Oxygen antager næsten altid en ladning på negative to i forbindelser. Således MnO4 (-), hvis hvert ilt opretholder en negativ to ladning, og den samlede ladning er negativ, skal mangan udvise en ladning på positiv syv. Kulstof i C2O4 (2-) udviser ligeledes en ladning på positive tre. På produktsiden har mangan en ladning på positivt to, og kulstoffet er positivt fire. Således reduceres mangan i denne reaktion, fordi dens ladning falder, og carbonet oxideres, fordi dets ladning stiger.
Skriv separate reaktioner - kaldet halvreaktioner - til oxidations- og reduktionsprocesser, og inkluder elektronerne. Mn (+7) i MnO4 (-) bliver Mn (+2) ved at påtage sig yderligere fem elektroner (7 - 2 = 5). Ethvert ilt i MnO4 (-) skal dog blive vand, H2O, som et biprodukt, og vandet kan ikke dannes med hydrogenatomer, H (+). Derfor skal protoner, H (+) tilføjes til venstre side af ligningen. Den afbalancerede halvreaktion bliver nu MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, hvor e repræsenterer en elektron. Oxidationshalvreaktionen bliver ligeledes C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.
Balancer den samlede reaktion ved at sikre, at antallet af elektroner i oxidations- og reduktionshalvreaktionerne er ens. Fortsat det foregående eksempel involverer oxidationen af oxalationen, C2O4 (2-), kun to elektroner, mens reduktionen af mangan involverer fem. Derfor skal hele manganhalvreaktionen ganges med to, og hele oxalatreaktionen skal ganges med fem. Dette bringer antallet af elektroner i hver halvreaktion til 10. De to halvreaktioner bliver nu 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O og 5 C2O4 (2-) - 10 e → 10 CO2.
Få den afbalancerede samlede ligning ved at opsummere de to afbalancerede reaktioner. Bemærk manganreaktionen inkluderer forstærkning på 10 elektroner, mens oxalatreaktionen involverer tab af 10 elektroner. Elektronerne annullerer derfor. Rent praktisk betyder dette, at fem oxalationer overfører i alt 10 elektroner til to permanganationer. Når det summeres, bliver den samlede afbalancerede ligning 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, hvilket repræsenterer en afbalanceret redoxligning.