Oxidations-Reduktions- oder „Redox“-Reaktionen stellen eine der wichtigsten Reaktionsklassifikationen in der Chemie dar. Die Reaktionen beinhalten notwendigerweise die Übertragung von Elektronen von einer Spezies auf eine andere. Chemiker bezeichnen den Elektronenverlust als Oxidation und den Elektronengewinn als Reduktion. Das Ausbalancieren einer chemischen Gleichung bezieht sich auf den Prozess der Anpassung der Zahlen jedes Reaktanten und Produkts, so dass die Verbindungen auf der linken und rechten Seite des Reaktionspfeils – die Reaktanten bzw. Produkte – enthalten die gleiche Anzahl von jeder Art von Atom. Dieser Prozess ist eine Folge des ersten Hauptsatzes der Thermodynamik, der besagt, dass Materie weder erzeugt noch zerstört werden kann. Redoxreaktionen führen diesen Prozess noch einen Schritt weiter, indem sie auch die Anzahl der Elektronen auf jeder Seite von. ausgleichen den Pfeil, weil Elektronen wie Atome eine Masse besitzen und daher dem ersten Hauptsatz von unterliegen Thermodynamik.
Schreiben Sie die unausgeglichene chemische Gleichung auf ein Blatt Papier und identifizieren Sie die oxidierten und reduzierten Spezies, indem Sie die Ladungen der Atome untersuchen. Betrachten Sie zum Beispiel die unausgeglichene Reaktion des Permanganat-Ions, MnO4(-), wobei (-) eine Ladung auf dem Ion von negativ, und Oxalat-Ion, C2O4(2-) in Gegenwart einer Säure, H(+): MnO4(-) + C2O4(2-) + H(+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. Sauerstoff nimmt in Verbindungen fast immer eine negative Ladung von zwei an. Wenn also MnO4(-) jeder Sauerstoff eine negative Ladung von zwei behält und die Gesamtladung eine negative ist, dann muss das Mangan eine positive Ladung von sieben aufweisen. Der Kohlenstoff in C2O4(2-) weist ebenfalls eine positive Ladung von drei auf. Auf der Produktseite besitzt das Mangan eine positive Ladung von 2 und der Kohlenstoff eine positive Ladung von 4. Somit wird bei dieser Reaktion das Mangan reduziert, weil seine Ladung abnimmt, und der Kohlenstoff wird oxidiert, weil seine Ladung zunimmt.
Schreiben Sie separate Reaktionen – sogenannte Halbreaktionen – für die Oxidations- und Reduktionsprozesse und schließen Sie die Elektronen ein. Das Mn(+7) in MnO4(-) wird zu Mn(+2), indem es fünf zusätzliche Elektronen (7 - 2 = 5) aufnimmt. Jeglicher Sauerstoff im MnO4(-) muss jedoch als Nebenprodukt zu Wasser, H2O, werden, und das Wasser kann sich nicht mit Wasserstoffatomen, H(+) bilden. Daher müssen Protonen H(+) zur linken Seite der Gleichung hinzugefügt werden. Die ausgeglichene Halbreaktion wird nun zu MnO4(-) + 8 H(+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, wobei e für ein Elektron steht. Die Oxidationshalbreaktion wird in ähnlicher Weise zu C2O4(2-) - 2e → 2 CO2.
Gleichen Sie die Gesamtreaktion aus, indem Sie sicherstellen, dass die Anzahl der Elektronen in der Oxidations- und Reduktionshalbreaktion gleich ist. In Fortsetzung des vorherigen Beispiels umfasst die Oxidation des Oxalat-Ions C2O4(2-) nur zwei Elektronen, während die Reduktion von Mangan fünf umfasst. Folglich muss die gesamte Mangan-Halbreaktion mit zwei multipliziert werden und die gesamte Oxalat-Reaktion muss mit fünf multipliziert werden. Dadurch wird die Anzahl der Elektronen in jeder Halbreaktion auf 10 erhöht. Die beiden Halbreaktionen werden nun 2 MnO4(-) + 16 H(+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O und 5 C2O4(2-) - 10 e → 10 CO2.
Erhalten Sie die ausgeglichene Gesamtgleichung durch Summieren der beiden ausgeglichenen Halbreaktionen. Beachten Sie, dass die Manganreaktion den Gewinn von 10 Elektronen beinhaltet, während die Oxalatreaktion den Verlust von 10 Elektronen beinhaltet. Die Elektronen heben sich daher auf. Konkret bedeutet dies, dass fünf Oxalationen insgesamt 10 Elektronen auf zwei Permanganationen übertragen. Aufsummiert wird die ausgeglichene Gesamtgleichung 2 MnO4(-) + 16 H(+) + 5 C2O4(2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, was eine ausgewogene Redoxgleichung darstellt.