Le reazioni di ossidoriduzione, o "redox", rappresentano una delle principali classificazioni di reazioni in chimica. Le reazioni comportano necessariamente il trasferimento di elettroni da una specie all'altra. I chimici si riferiscono alla perdita di elettroni come ossidazione e al guadagno di elettroni come riduzione. Il bilanciamento di un'equazione chimica si riferisce al processo di regolazione dei numeri di ciascun reagente e prodotto in modo che i composti sui lati sinistro e destro della freccia di reazione - rispettivamente i reagenti e i prodotti - contengono lo stesso numero di ciascun tipo di atomo. Questo processo rappresenta una conseguenza della prima legge della termodinamica, la quale afferma che la materia non può essere né creata né distrutta. Le reazioni redox portano questo processo un ulteriore passo avanti bilanciando anche il numero di elettroni su ciascun lato di la freccia perché, come gli atomi, gli elettroni possiedono massa e sono quindi governati dalla prima legge di termodinamica.
Scrivi l'equazione chimica sbilanciata su un pezzo di carta e identifica le specie che vengono ossidate e ridotte esaminando le cariche sugli atomi. Ad esempio, si consideri la reazione sbilanciata dello ione permanganato, MnO4(-), dove (-) rappresenta una carica sullo ione di negativo, e ione ossalato, C2O4(2-) in presenza di un acido, H(+): MnO4(-) + C2O4(2-) + H(+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. L'ossigeno assume quasi sempre una carica negativa di due nei composti. Quindi, MnO4(-), se ogni ossigeno mantiene una carica negativa due e la carica complessiva è negativa, allora il manganese deve presentare una carica positiva sette. Il carbonio in C2O4(2-) presenta allo stesso modo una carica positiva di tre. Dal lato del prodotto, il manganese possiede una carica positiva di due e il carbonio è positivo di quattro. Quindi, in questa reazione, il manganese si riduce perché la sua carica diminuisce e il carbonio si ossida perché la sua carica aumenta.
Scrivi reazioni separate, chiamate semireazioni, per i processi di ossidazione e riduzione e includi gli elettroni. Il Mn(+7) in MnO4(-) diventa Mn(+2) assumendo altri cinque elettroni (7 - 2 = 5). Qualsiasi ossigeno nel MnO4(-), tuttavia, deve diventare acqua, H2O, come sottoprodotto, e l'acqua non può formarsi con atomi di idrogeno, H(+). Pertanto, i protoni, H(+) devono essere aggiunti al lato sinistro dell'equazione. La semireazione bilanciata diventa ora MnO4(-) + 8 H(+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, dove e rappresenta un elettrone. Analogamente, la semireazione di ossidazione diventa C2O4(2-) - 2e → 2 CO2.
Bilancia la reazione complessiva assicurando che il numero di elettroni nelle semireazioni di ossidazione e riduzione sia uguale. Continuando l'esempio precedente, l'ossidazione dello ione ossalato, C2O4(2-), coinvolge solo due elettroni, mentre la riduzione del manganese ne coinvolge cinque. Di conseguenza, l'intera semireazione del manganese deve essere moltiplicata per due e l'intera reazione dell'ossalato deve essere moltiplicata per cinque. Questo porterà il numero di elettroni in ciascuna semireazione a 10. Le due semireazioni ora diventano 2 MnO4(-) + 16 H(+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O, e 5 C2O4(2-) - 10 e → 10 CO2.
Ottieni l'equazione complessiva bilanciata sommando le due semireazioni bilanciate. Nota che la reazione del manganese include il guadagno di 10 elettroni, mentre la reazione dell'ossalato comporta la perdita di 10 elettroni. Gli elettroni quindi si annullano. In termini pratici, ciò significa che cinque ioni ossalato trasferiscono un totale di 10 elettroni a due ioni permanganato. Quando sommata, l'equazione bilanciata complessiva diventa 2 MnO4(-) + 16 H(+) + 5 C2O4(2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, che rappresenta un'equazione redox bilanciata.