Oxidačno-redukčné alebo „redoxné“ reakcie predstavujú jednu z hlavných klasifikácií reakcií v chémii. Reakcie nevyhnutne zahŕňajú prenos elektrónov z jedného druhu na druhý. Chemici označujú stratu elektrónov ako oxidáciu a zisk elektrónov ako redukciu. Vyváženie chemickej rovnice sa týka procesu úpravy počtu každého reaktantu a produktu tak, aby vznikli zlúčeniny na ľavej a pravej strane reakčnej šípky - reaktanty a produkty - obsahujú rovnaký počet každého typu atóm. Tento proces predstavuje dôsledok prvého zákona termodynamiky, ktorý hovorí, že hmota nemôže byť ani vytvorená, ani zničená. Redoxné reakcie posúvajú tento proces o krok ďalej tým, že tiež vyrovnávajú počet elektrónov na každej strane šípka, pretože rovnako ako atómy, aj elektróny majú hmotnosť, a preto sa na ne vzťahuje prvý zákon z termodynamika.
Napíšte nerovnovážnu chemickú rovnicu na kúsok papiera a identifikáciou oxidovaných a redukovaných druhov preskúmajte náboje atómov. Uvažujme napríklad o nevyváženej reakcii manganistanového iónu, MnO4 (-), kde (-) predstavuje náboj na ióne negatívny a oxalátový ión, C2O4 (2-) v prítomnosti kyseliny, H (+): MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. Kyslík takmer vždy predpokladá v zlúčeninách náboj záporných dvoch. Teda, MnO4 (-), ak si každý kyslík udržuje záporný dva náboje a celkový náboj je záporný jeden, potom musí mangán vykazovať náboj plus sedem. Uhlík v C2O4 (2-) podobne vykazuje náboj kladných troch. Na strane produktu má mangán náboj plus 2 a uhlík plus 4. Pri tejto reakcii sa teda mangán redukuje, pretože sa jeho náboj znižuje, a uhlík sa oxiduje, pretože sa jeho náboj zvyšuje.
Pre procesy oxidácie a redukcie napíšte samostatné reakcie - nazývané polovičné reakcie - vrátane elektrónov. Mn (+7) v MnO4 (-) sa stáva Mn (+2) prijatím ďalších piatich elektrónov (7 - 2 = 5). Akýkoľvek kyslík v MnO4 (-) sa však musí stať vodou, H2O, ako vedľajším produktom a voda sa nemôže vytvárať s atómami vodíka, H (+). Preto je potrebné na ľavú stranu rovnice pridať protóny, H (+). Vyvážená polovičná reakcia sa teraz stáva MnO4 (-) + 8H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H20, kde e predstavuje elektrón. Oxidačnou polovičnou reakciou sa podobne stáva C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.
Vyvážte celkovú reakciu zabezpečením rovnakého počtu elektrónov v oxidačných a redukčných polovičných reakciách. Pokračujúc v predchádzajúcom príklade, oxidácia oxalátového iónu, C2O4 (2-), zahŕňa iba dva elektróny, zatiaľ čo redukcia mangánu päť. V dôsledku toho musí byť celá polovičná reakcia mangánu vynásobená dvoma a celá oxalátová reakcia musí byť vynásobená piatimi. Tým sa počet elektrónov v každej polovici reakcie zvýši na 10. Z týchto dvoch polovičných reakcií sa teraz stane 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H20 a 5 C2O4 (2-) - 10 e → 10 CO2.
Získajte vyváženú celkovú rovnicu sčítaním dvoch vyvážených polovičných reakcií. Upozorňujeme, že mangánová reakcia zahrnuje zisk 10 elektrónov, zatiaľ čo oxalátová reakcia zahrnuje stratu 10 elektrónov. Elektróny sa preto rušia. V praxi to znamená, že päť oxalátových iónov prenáša celkom 10 elektrónov na dva ióny manganistanu. Keď sa to sčíta, celková vyvážená rovnica sa stane 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, čo predstavuje vyváženú redoxnú rovnicu.