Oksidasjonsreduksjons- eller "redoks" -reaksjoner representerer en av de viktigste reaksjonsklassifiseringene i kjemi. Reaksjonene involverer nødvendigvis overføring av elektroner fra en art til en annen. Kjemikere refererer til tap av elektroner som oksidasjon og til gevinst av elektroner som reduksjon. Balanseringen av en kjemisk ligning refererer til prosessen med å justere antall reaktanter og produkter slik at forbindelsene på venstre og høyre side av reaksjonspilen - henholdsvis reaktantene og produktene - inneholder det samme antallet av hver type atom. Denne prosessen representerer en konsekvens av termodynamikkens første lov, som sier at materie verken kan skapes eller ødelegges. Redoksreaksjoner tar denne prosessen et skritt videre ved også å balansere antall elektroner på hver side av pilen fordi elektroner i likhet med atomer har masse og derfor blir styrt av den første loven om termodynamikk.
Skriv den ubalanserte kjemiske ligningen på et stykke papir og identifiser arten som oksideres og reduseres ved å undersøke ladningene på atomene. Tenk for eksempel på den ubalanserte reaksjonen av permanganation, MnO4 (-), hvor (-) representerer en ladning på ionet til negativt, og oksalation, C2O4 (2-) i nærvær av en syre, H (+): MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. Oksygen antar nesten alltid en ladning på negative to i forbindelser. Dermed MnO4 (-), hvis hvert oksygen opprettholder en negativ to ladning og den totale ladningen er negativ, må mangan utvise en ladning på positive syv. Karbonet i C2O4 (2-) har tilsvarende en ladning på positive tre. På produktsiden har mangan en ladning på positive to og karbon er positive fire. Dermed reduseres mangan i denne reaksjonen fordi ladningen synker og karbonet oksyderes fordi ladningen øker.
Skriv separate reaksjoner - kalt halvreaksjoner - for oksidasjons- og reduksjonsprosesser og inkluder elektronene. Mn (+7) i MnO4 (-) blir Mn (+2) ved å ta på seg fem ekstra elektroner (7 - 2 = 5). Alt oksygen i MnO4 (-) må imidlertid bli vann, H2O, som et biprodukt, og vannet kan ikke dannes med hydrogenatomer, H (+). Derfor må protoner, H (+) legges til venstre i ligningen. Den balanserte halvreaksjonen blir nå MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, hvor e representerer et elektron. Oksidasjonshalvreaksjonen blir tilsvarende C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.
Balansere den totale reaksjonen ved å sikre at antall elektroner i oksidasjons- og reduksjonshalvreaksjonene er like. Fortsatt det forrige eksemplet involverer oksydasjonen av oksalationen, C2O4 (2-), bare to elektroner, mens reduksjonen av mangan involverer fem. Følgelig må hele manganhalvreaksjonen multipliseres med to, og hele oksalatreaksjonen må multipliseres med fem. Dette vil bringe antall elektroner i hver halvreaksjon til 10. De to halvreaksjonene blir nå 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O, og 5 C2O4 (2-) - 10 e → 10 CO2.
Få den balanserte generelle ligningen ved å summere de to balanserte halvreaksjonene. Merk at manganreaksjonen inkluderer forsterkningen på 10 elektroner, mens oksalatreaksjonen innebærer tap av 10 elektroner. Elektronene avbryter derfor. Rent praktisk betyr dette at fem oksalationer overfører totalt 10 elektroner til to permanganationer. Når det summeres, blir den samlede balanserte ligningen 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, som representerer en balansert redoksligning.