Oksidacijos-redukcijos arba „redokso“ reakcijos yra viena iš pagrindinių chemijos reakcijų klasifikacijų. Reakcijos būtinai apima elektronų perdavimą iš vienos rūšies į kitą. Chemikai elektronų praradimą vadina oksidacija, o elektronų padidėjimą - kaip redukciją. Cheminės lygties subalansavimas reiškia kiekvieno reagento ir produkto skaičiaus derinimo procesą, kad junginiai kairėje ir dešinėje reakcijos rodyklės pusėse - reaguojančiuose ir atitinkamai produktuose - yra vienodas kiekvienos rūšies reakcija atomas. Šis procesas yra pirmojo termodinamikos dėsnio, sakančio, kad materija negali būti nei sukurta, nei sunaikinta, pasekmė. Redokso reakcijos žengia šį procesą dar vienu žingsniu, taip pat subalansuodamos elektronų skaičių kiekvienoje pusėje rodyklę, nes, kaip ir atomai, elektronai turi masę, todėl juos valdo pirmasis termodinamika.
Užrašykite nesubalansuotą cheminę lygtį ant popieriaus lapo ir nustatykite oksiduojamas bei redukuojamas rūšis, nagrinėdami atomų krūvius. Pavyzdžiui, apsvarstykite nesubalansuotą permanganato jono MnO4 reakciją (-), kur (-) reiškia krūvį neigiamas ir oksalato jonas, C2O4 (2-) esant rūgščiai, H (+): MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. Deguonis beveik visada prisiima neigiamų dviejų junginių krūvį. Taigi, MnO4 (-), jei kiekvienas deguonis palaiko neigiamą dviejų krūvių ir bendras krūvis yra neigiamas, tada manganas turi rodyti septynis teigiamus krūvius. C2O4 (2-) esanti anglis panašiai turi teigiamą trijų krūvį. Produkto pusėje manganas turi teigiamų dviejų krūvį, o anglis yra teigiamas keturis. Taigi šios reakcijos metu manganas yra sumažintas, nes jo krūvis mažėja, o anglis oksiduojasi, nes jo krūvis didėja.
Parašykite atskiras reakcijas, vadinamas pusreakcijomis, oksidacijos ir redukcijos procesams, ir įtraukite elektronus. Mn (+7) MnO4 (-) tampa Mn (+2), paimdamas papildomus penkis elektronus (7 - 2 = 5). Bet koks deguonis, esantis MnO4 (-), turi tapti vandeniu, H2O, kaip šalutinis produktas, ir vanduo negali susidaryti su vandenilio atomais H (+). Todėl kairėje lygties pusėje reikia pridėti protonus, H (+). Subalansuota pusinė reakcija dabar tampa MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, kur e reiškia elektroną. Oksidacijos pusreakcija panašiai tampa C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.
Subalansuokite bendrą reakciją užtikrindami, kad oksidacijos ir redukcijos pusreakcijose elektronų skaičius būtų vienodas. Tęsiant ankstesnį pavyzdį, oksalato jono C2O4 (2-) oksidacija apima tik du elektronus, o mangano redukcija apima penkis. Todėl visa pusinė mangano reakcija turi būti padauginta iš dviejų, o visa oksalato reakcija - padauginta iš penkių. Tai atneš elektronų skaičių kiekvienoje reakcijos pusėje iki 10. Dvi pusės reakcijos dabar tampa 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O ir 5 C2O4 (2-) - 10 e → 10 CO2.
Gaukite subalansuotą bendrą lygtį, susumuodami dvi subalansuotas pusės reakcijas. Atkreipkite dėmesį, kad mangano reakcija apima 10 elektronų prieaugį, o oksalato reakcija apima 10 elektronų praradimą. Todėl elektronai atšaukiami. Praktiškai tai reiškia, kad penki oksalato jonai iš viso perneša 10 elektronų į du permanganato jonus. Susumavus, bendra subalansuota lygtis tampa 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, o tai reiškia subalansuotą redokso lygtį.