Las reacciones de oxidación-reducción o "redox" representan una de las principales clasificaciones de reacciones en química. Las reacciones implican necesariamente la transferencia de electrones de una especie a otra. Los químicos se refieren a la pérdida de electrones como oxidación y a la ganancia de electrones como reducción. El equilibrio de una ecuación química se refiere al proceso de ajustar los números de cada reactivo y producto para que los compuestos en los lados izquierdo y derecho de la flecha de reacción - los reactivos y productos, respectivamente - contienen el mismo número de cada tipo de átomo. Este proceso representa una consecuencia de la primera ley de la termodinámica, que establece que la materia no se puede crear ni destruir. Las reacciones redox llevan este proceso un paso más allá al equilibrar también el número de electrones en cada lado de la flecha porque, como los átomos, los electrones poseen masa y, por lo tanto, se rigen por la primera ley de termodinámica.
Escriba la ecuación química desequilibrada en una hoja de papel e identifique las especies que se están oxidando y reduciendo examinando las cargas de los átomos. Por ejemplo, considere la reacción desequilibrada del ion permanganato, MnO4 (-), donde (-) representa una carga en el ion de uno negativo, e ion oxalato, C2O4 (2-) en presencia de un ácido, H (+): MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. El oxígeno casi siempre asume una carga de dos negativos en los compuestos. Por lo tanto, MnO4 (-), si cada oxígeno mantiene una carga negativa de dos y la carga total es negativa, entonces el manganeso debe exhibir una carga de siete positivos. El carbono en C2O4 (2-) exhibe de manera similar una carga de tres positivos. En el lado del producto, el manganeso posee una carga de dos positivos y el carbono es de cuatro positivos. Así, en esta reacción, el manganeso se reduce porque su carga disminuye y el carbono se oxida porque su carga aumenta.
Escriba reacciones separadas, llamadas semirreacciones, para los procesos de oxidación y reducción e incluya los electrones. El Mn (+7) en MnO4 (-) se convierte en Mn (+2) al tomar cinco electrones adicionales (7 - 2 = 5). Cualquier oxígeno en el MnO4 (-), sin embargo, debe convertirse en agua, H2O, como subproducto, y el agua no puede formarse con átomos de hidrógeno, H (+). Por lo tanto, los protones, H (+) deben agregarse al lado izquierdo de la ecuación. La semirreacción balanceada ahora se convierte en MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, donde e representa un electrón. De manera similar, la semirreacción de oxidación se convierte en C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.
Equilibre la reacción general asegurándose de que el número de electrones en las semirreacciones de oxidación y reducción sea igual. Continuando con el ejemplo anterior, la oxidación del ion oxalato, C2O4 (2-), solo involucra dos electrones, mientras que la reducción del manganeso involucra cinco. En consecuencia, la media reacción de manganeso completa debe multiplicarse por dos y la reacción de oxalato completa debe multiplicarse por cinco. Esto hará que el número de electrones en cada media reacción sea 10. Las dos medias reacciones ahora se convierten en 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O, y 5 C2O4 (2-) - 10 e → 10 CO2.
Obtenga la ecuación general balanceada sumando las dos medias reacciones balanceadas. Tenga en cuenta que la reacción de manganeso incluye la ganancia de 10 electrones, mientras que la reacción de oxalato implica la pérdida de 10 electrones. Por tanto, los electrones se cancelan. En términos prácticos, esto significa que cinco iones oxalato transfieren un total de 10 electrones a dos iones permanganato. Cuando se suma, la ecuación balanceada general se convierte en 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, que representa una ecuación redox balanceada.