Oxidationsreduktion eller "redox" -reaktioner representerar en av de viktigaste reaktionsklassificeringarna inom kemi. Reaktionerna innebär nödvändigtvis överföring av elektroner från en art till en annan. Kemister hänvisar till förlusten av elektroner som oxidation och till vinsten av elektroner som minskning. Balanseringen av en kemisk ekvation hänvisar till processen att justera antalet reaktanter och produkter så att föreningarna på vänster och höger sida av reaktionspilen - reaktanterna respektive produkterna - innehåller samma antal av varje typ av atom. Denna process representerar en följd av termodynamikens första lag, som säger att materia varken kan skapas eller förstöras. Redoxreaktioner tar denna process ett steg längre genom att också balansera antalet elektroner på varje sida av pilen eftersom elektroner, precis som atomer, har massa och därför styrs av den första lagen om termodynamik.
Skriv den obalanserade kemiska ekvationen på ett papper och identifiera arten som oxideras och reduceras genom att undersöka laddningarna på atomerna. Tänk till exempel på den obalanserade reaktionen av permanganatjon, MnO4 (-), där (-) representerar en laddning på jonen av negativ, och oxalatjon, C2O4 (2-) i närvaro av en syra, H (+): MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. Syre antar nästan alltid en laddning av negativa två i föreningar. Således, om MnO4 (-), om varje syre bibehåller en negativ två laddning och den totala laddningen är negativ, måste mangan uppvisa en laddning av positiv sju. Kolet i C2O4 (2-) uppvisar på samma sätt en laddning av positiva tre. På produktsidan har mangan en laddning av positivt två och kolet är positivt fyra. I denna reaktion reduceras således mangan eftersom dess laddning minskar och kolet oxideras eftersom dess laddning ökar.
Skriv separata reaktioner - kallade halvreaktioner - för oxidations- och reduktionsprocesser och inkludera elektronerna. Mn (+7) i MnO4 (-) blir Mn (+2) genom att ta på ytterligare fem elektroner (7 - 2 = 5). Allt syre i MnO4 (-) måste emellertid bli vatten, H2O, som en biprodukt, och vattnet kan inte bildas med väteatomer, H (+). Därför måste protoner, H (+) läggas till ekvationens vänstra sida. Den balanserade halvreaktionen blir nu MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, där e representerar en elektron. Oxidationshalvreaktionen blir på samma sätt C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.
Balansera den totala reaktionen genom att säkerställa att antalet elektroner i oxidations- och reduktionshalvreaktionerna är lika. Fortsatt det föregående exemplet involverar oxidationen av oxalatjonen, C2O4 (2-), bara två elektroner, medan minskningen av mangan involverar fem. Följaktligen måste hela manganhalvreaktionen multipliceras med två och hela oxalatreaktionen multipliceras med fem. Detta kommer att öka antalet elektroner i varje halvreaktion till 10. De två halvreaktionerna blir nu 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O och 5 C2O4 (2-) - 10 e → 10 CO2.
Få den balanserade övergripande ekvationen genom att summera de två balanserade halvreaktionerna. Observera att manganreaktionen inkluderar förstärkning av 10 elektroner, medan oxalatreaktionen innebär förlust av 10 elektroner. Elektronerna avbryts därför. I praktiken betyder detta att fem oxalatjoner överför totalt 10 elektroner till två permanganatjoner. När det summeras blir den totala balanserade ekvationen 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, vilket representerar en balanserad redoxekvation.