Le reazioni di riduzione dell'ossidazione o "redox" rappresentano una delle principali classificazioni di reazione in chimica. Le reazioni implicano necessariamente il trasferimento di elettroni da una specie all'altra. I chimici si riferiscono alla perdita di elettroni come ossidazione e al guadagno di elettroni come riduzione. Il bilanciamento di un'equazione chimica si riferisce al processo di regolazione del numero di ciascun reagente e prodotto in modo che i composti sui lati sinistro e destro della freccia di reazione - i reagenti e i prodotti, rispettivamente - contengano lo stesso numero di ciascun tipo di atomo . Questo processo rappresenta una conseguenza della prima legge della termodinamica, che afferma che la materia non può essere né creata né distrutta. Le reazioni redox portano questo processo un ulteriore passo avanti anche bilanciando il numero di elettroni su ciascun lato della freccia perché, come gli atomi, gli elettroni possiedono massa e sono quindi governati dalla prima legge della termodinamica.

Scrivi la sostanza chimica sbilanciata equazione su un pezzo di carta e identificare la specie che viene ossidata e ridotta esaminando le cariche sugli atomi. Ad esempio, consideriamo la reazione squilibrata dello ione permanganato, MnO4 (-), dove (-) rappresenta una carica sullo ione di uno negativo e ione ossalato, C2O4 (2-) in presenza di un acido, H (+) : MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. L'ossigeno assume quasi sempre una carica di due negativi nei composti. Quindi, MnO4 (-), se ogni ossigeno mantiene una carica negativa di due e la carica complessiva è negativa, allora il manganese deve mostrare una carica di sette positivi. Allo stesso modo il carbonio in C2O4 (2-) mostra una carica di tre positivi. Dal lato del prodotto, il manganese possiede una carica di due positivi e il carbonio è quattro positivo. Quindi, in questa reazione, il manganese si riduce perché la sua carica diminuisce e il carbonio viene ossidato perché la sua carica aumenta.

Scrivi reazioni separate - dette mezze reazioni - per i processi di ossidazione e riduzione e includi gli elettroni. Il Mn (+7) in MnO4 (-) diventa Mn (+2) assumendo cinque elettroni aggiuntivi (7 - 2 = 5). Qualsiasi ossigeno nel MnO4 (-), tuttavia, deve diventare acqua, H2O, come sottoprodotto e l'acqua non può formarsi con gli atomi di idrogeno, H (+). Pertanto, i protoni, H (+) devono essere aggiunti al lato sinistro dell'equazione. La semireazione bilanciata diventa ora MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, dove e rappresenta un elettrone. Analogamente, la semireazione dell'ossidazione diventa C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.

Riequilibrare la reazione globale assicurandosi che il numero di elettroni nell'ossidazione e le mezze reazioni di riduzione siano uguali. Continuando l'esempio precedente, l'ossidazione dello ione ossalato, C2O4 (2-), coinvolge solo due elettroni, mentre la riduzione del manganese comporta cinque. Di conseguenza, l'intera metà reazione del manganese deve essere moltiplicata per due e l'intera reazione di ossalato deve essere moltiplicata per cinque. Questo porterà il numero di elettroni in ogni mezzo di reazione a 10. Le due mezze reazioni diventano ora 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O e 5 C2O4 (2 -) - 10 e → 10 CO2.

Ottenere l'equazione globale bilanciata sommando le due mezze reazioni bilanciate. Si noti che la reazione di manganese include il guadagno di 10 elettroni, mentre la reazione di ossalato comporta la perdita di 10 elettroni. Gli elettroni quindi annullano. In termini pratici, ciò significa che cinque ioni di ossalato trasferiscono un totale di 10 elettroni a due ioni permanganato. Quando sommato, l'equazione globale complessiva diventa 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, che rappresenta un'equazione redox bilanciata.