Reakcije z redukcijo oksidacije ali "redoks" predstavljajo eno glavnih klasifikacij reakcij v kemiji. Reakcije nujno vključujejo prenos elektronov iz ene vrste v drugo. Kemiki izgubo elektronov označujejo kot oksidacijo, dobiček elektronov pa kot redukcijo. Uravnavanje kemijske enačbe se nanaša na postopek prilagajanja števila vsakega reaktanta in produkta, tako da spojine na levi in desni strani reakcijske puščice - reaktanti oziroma produkti - vsebujeta enako število vsake vrste atom. Ta postopek je posledica prvega zakona termodinamike, ki pravi, da snovi ni mogoče niti ustvariti niti uničiti. Redoks reakcije ta postopek popeljejo še korak dlje z uravnoteženjem števila elektronov na vsaki strani puščica, ker imajo tako kot atomi tudi elektroni maso in jih zato ureja prvi zakon termodinamika.
Na list papirja zapišite neuravnoteženo kemijsko enačbo in s preučitvijo nabojev na atomih ugotovite, katere vrste oksidirajo in reducirajo. Na primer, razmislite o neuravnoteženi reakciji permanganatnega iona, MnO4 (-), kjer (-) predstavlja naboj na ionu negativni in oksalatni ion, C2O4 (2-) v prisotnosti kisline, H (+): MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. Kisik skoraj vedno prevzame naboj negativnih dveh v spojinah. Torej, MnO4 (-), če ima vsak kisik negativna dva naboja in je skupni naboj negativni, mora mangan pokazati naboj pozitivnih sedem. Ogljik v C2O4 (2-) podobno kaže naboj pozitivnih treh. Na strani izdelka ima mangan naboj pozitivnih dveh, ogljik pa pozitivnih štirih. Tako se v tej reakciji mangan zmanjša, ker se njegov naboj zmanjša, ogljik pa oksidira, ker se njegov naboj poveča.
Napišite posamezne reakcije - imenovane polovične reakcije - za oksidacijske in redukcijske procese in vključite elektrone. Mn (+7) v MnO4 (-) postane Mn (+2) s prevzemom petih dodatnih elektronov (7 - 2 = 5). Vsak kisik v MnO4 (-) pa mora kot stranski produkt postati voda, H2O, in voda ne more nastati z vodikovimi atomi H (+). Zato je treba na levo stran enačbe dodati protone H (+). Uravnotežena polovična reakcija zdaj postane MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, kjer e predstavlja elektron. Polovična reakcija oksidacije podobno postane C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.
Celotno reakcijo uravnotežite tako, da zagotovite, da je število elektronov v oksidacijski in redukcijski polovični reakciji enako. Nadaljujemo s prejšnjim primerom, da oksidacija oksalatnega iona, C2O4 (2-), vključuje samo dva elektrona, medtem ko redukcija mangana vključuje pet. Posledično je treba celotno polovico reakcije mangana pomnožiti z dvema, celotno reakcijo oksalata pa pomnožiti s petimi. Tako bo število elektronov v vsaki polovični reakciji na 10. Dve polovični reakciji zdaj postaneta 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O in 5 C2O4 (2-) - 10 e → 10 CO2.
Pridobite uravnoteženo splošno enačbo s seštevanjem dveh uravnoteženih polovičnih reakcij. Upoštevajte, da manganova reakcija vključuje dobiček 10 elektronov, medtem ko oksalatna reakcija vključuje izgubo 10 elektronov. Elektroni se zato odpovedo. V praksi to pomeni, da pet oksalatnih ionov prenese skupaj 10 elektronov na dva permanganatna iona. Če povzamemo, splošna uravnotežena enačba postane 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, kar predstavlja uravnoteženo redoks enačbo.