Reacțiile de oxidare-reducere sau „redox” reprezintă o clasificare majoră a reacțiilor în chimie. Reacțiile implică în mod necesar transferul de electroni de la o specie la alta. Chimiștii se referă la pierderea electronilor ca oxidare și la câștigul de electroni ca reducere. Echilibrarea unei ecuații chimice se referă la procesul de ajustare a numărului fiecărui reactant și produs astfel încât compușii pe laturile stânga și dreapta săgeții de reacție - reactanții și respectiv produsele - conțin același număr din fiecare tip de atom. Acest proces reprezintă o consecință a primei legi a termodinamicii, care afirmă că materia nu poate fi nici creată, nici distrusă. Reacțiile redox duc acest proces cu un pas mai departe, echilibrând și numărul de electroni de pe fiecare parte a săgeata deoarece, la fel ca atomii, electronii posedă masă și, prin urmare, sunt guvernate de prima lege a termodinamica.
Scrieți ecuația chimică dezechilibrată pe o bucată de hârtie și identificați speciile oxidate și reduse examinând sarcinile de pe atomi. De exemplu, luați în considerare reacția dezechilibrată a ionului permanganat, MnO4 (-), unde (-) reprezintă o sarcină pe ionul de negativ și ion oxalat, C2O4 (2-) în prezența unui acid, H (+): MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. Oxigenul presupune aproape întotdeauna o sarcină de doi negativi în compuși. Astfel, MnO4 (-), dacă fiecare oxigen menține o sarcină negativă de două și sarcina globală este una negativă, atunci manganul trebuie să prezinte o sarcină de șapte pozitive. Carbonul din C2O4 (2-) prezintă în mod similar o sarcină de trei pozitive. În ceea ce privește produsul, manganul are o încărcare de două pozitive, iar carbonul este pozitiv de patru. Astfel, în această reacție, manganul este redus deoarece sarcina acestuia scade și carbonul este oxidat deoarece sarcina acestuia crește.
Scrieți reacții separate - numite semi-reacții - pentru procesele de oxidare și reducere și includeți electronii. Mn (+7) din MnO4 (-) devine Mn (+2) prin preluarea a cinci electroni suplimentari (7 - 2 = 5). Cu toate acestea, orice oxigen din MnO4 (-) trebuie să devină apă, H2O, ca produs secundar, iar apa nu se poate forma cu atomii de hidrogen, H (+). Prin urmare, protoni, H (+) trebuie adăugați în partea stângă a ecuației. Demi-reacția echilibrată devine acum MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, unde e reprezintă un electron. Demi-reacția de oxidare devine în mod similar C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.
Echilibrați reacția generală asigurându-vă că numărul de electroni din reacțiile de oxidare și reducere este egal. Continuând exemplul anterior, oxidarea ionului oxalat, C2O4 (2-), implică doar doi electroni, în timp ce reducerea manganului implică cinci. În consecință, întreaga jumătate de reacție de mangan trebuie să fie înmulțită cu două și întreaga reacție de oxalat trebuie să fie înmulțită cu cinci. Aceasta va aduce numărul de electroni din fiecare jumătate de reacție la 10. Cele două jumătăți de reacții devin acum 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O și 5 C2O4 (2-) - 10 e → 10 CO2.
Obțineți ecuația generală echilibrată prin însumarea celor două jumătăți de reacții echilibrate. Rețineți că reacția de mangan include câștigul a 10 electroni, în timp ce reacția oxalat implică pierderea a 10 electroni. Prin urmare, electronii se anulează. În termeni practici, aceasta înseamnă că cinci ioni oxalat transferă un total de 10 electroni la doi ioni permanganat. Când este însumată, ecuația generală echilibrată devine 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, ceea ce reprezintă o ecuație redox echilibrată.