Oxidatie-reductie, of "redox", reacties vertegenwoordigen een van de belangrijkste reactieclassificaties in de chemie. De reacties omvatten noodzakelijkerwijs de overdracht van elektronen van de ene soort naar de andere. Chemici noemen het verlies van elektronen oxidatie en de winst van elektronen reductie. Het balanceren van een chemische vergelijking verwijst naar het proces van het aanpassen van de aantallen van elke reactant en product, zodat de verbindingen aan de linker- en rechterkant van de reactiepijl - respectievelijk de reactanten en producten - bevatten hetzelfde aantal van elk type atoom. Dit proces vertegenwoordigt een gevolg van de eerste wet van de thermodynamica, die stelt dat materie niet kan worden gecreëerd of vernietigd. Redoxreacties gaan nog een stap verder in dit proces door ook het aantal elektronen aan elke kant van in evenwicht te brengen de pijl omdat elektronen, net als atomen, massa hebben en daarom worden beheerst door de eerste wet van thermodynamica.
Schrijf de ongebalanceerde chemische vergelijking op een stuk papier en identificeer de soort die wordt geoxideerd en gereduceerd door de ladingen op de atomen te onderzoeken. Beschouw bijvoorbeeld de ongebalanceerde reactie van permanganaat-ion, MnO4(-), waarbij (-) staat voor een lading op het ion van negatief, en oxalaat-ion, C2O4(2-) in aanwezigheid van een zuur, H(+): MnO4(-) + C2O4(2-) + H(+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. Zuurstof neemt in verbindingen bijna altijd een lading van min twee aan. Dus, MnO4(-), als elke zuurstof een negatieve lading van twee behoudt en de totale lading negatief is, dan moet het mangaan een lading van positieve zeven vertonen. De koolstof in C2O4(2-) vertoont op dezelfde manier een lading van positieve drie. Aan de productkant heeft het mangaan een lading van positief twee en is de koolstof positief vier. Dus bij deze reactie wordt het mangaan gereduceerd omdat de lading ervan afneemt en de koolstof wordt geoxideerd omdat de lading toeneemt.
Schrijf afzonderlijke reacties - halfreacties genoemd - voor de oxidatie- en reductieprocessen en neem de elektronen op. De Mn(+7) in MnO4(-) wordt Mn(+2) door vijf extra elektronen op te nemen (7 - 2 = 5). Alle zuurstof in het MnO4(-) moet echter water, H2O, worden als bijproduct, en het water kan zich niet vormen met waterstofatomen, H(+). Daarom moeten protonen, H(+) aan de linkerkant van de vergelijking worden toegevoegd. De gebalanceerde halfreactie wordt nu MnO4(-) + 8 H(+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, waarbij e een elektron voorstelt. De oxidatiehalfreactie wordt op dezelfde manier C2O4(2-) - 2e → 2 CO2.
Breng de algehele reactie in evenwicht door ervoor te zorgen dat het aantal elektronen in de oxidatie- en reductiehalfreacties gelijk is. Voortzetting van het vorige voorbeeld, de oxidatie van het oxalaat-ion, C2O4(2-), omvat slechts twee elektronen, terwijl de reductie van mangaan er vijf betreft. Dientengevolge moet de gehele mangaan-halfreactie met twee worden vermenigvuldigd en de gehele oxalaatreactie met vijf worden vermenigvuldigd. Dit brengt het aantal elektronen in elke halve reactie op 10. De twee halfreacties worden nu 2 MnO4(-) + 16 H(+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O, en 5 C2O4(2-) - 10 e → 10 CO2.
Verkrijg de gebalanceerde algemene vergelijking door de twee gebalanceerde halfreacties bij elkaar op te tellen. Merk op dat de mangaanreactie de winst van 10 elektronen omvat, terwijl de oxalaatreactie het verlies van 10 elektronen omvat. De elektronen annuleren dus. Concreet betekent dit dat vijf oxalaat-ionen in totaal 10 elektronen overdragen aan twee permanganaationen. Bij optelling wordt de algehele gebalanceerde vergelijking 2 MnO4(-) + 16 H(+) + 5 C2O4(2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, wat een gebalanceerde redoxvergelijking vertegenwoordigt.
