Las reacciones de oxidación-reducción o "redox" representan una de las principales clasificaciones de reacción en química. Las reacciones necesariamente implican la transferencia de electrones de una especie a otra. Los químicos se refieren a la pérdida de electrones como oxidación y a la ganancia de electrones como reducción. El equilibrio de una ecuación química se refiere al proceso de ajustar los números de cada reactivo y producto para que los compuestos en los lados izquierdo y derecho de la flecha de reacción (los reactivos y los productos, respectivamente) contengan el mismo número de cada tipo de átomo . Este proceso representa una consecuencia de la primera ley de la termodinámica, que establece que la materia no puede ser creada ni destruida. Las reacciones redox llevan este proceso un paso más allá equilibrando también el número de electrones en cada lado de la flecha porque, como los átomos, los electrones poseen masa y, por lo tanto, se rigen por la primera ley de la termodinámica.

Escribe la sustancia química desequilibrada ecuación en una hoja de papel e identificar la especie que se oxida y reduce al examinar las cargas en los átomos. Por ejemplo, considere la reacción desequilibrada del ion permanganato, MnO4 (-), donde (-) representa una carga en el ion del ion negativo, y el ion oxalato, C2O4 (2-) en presencia de un ácido, H (+) : MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. El oxígeno casi siempre asume una carga negativa de dos en compuestos. Por lo tanto, MnO4 (-), si cada oxígeno mantiene una carga negativa de dos y la carga total es negativa, entonces el manganeso debe exhibir una carga de siete positivos. El carbono en C2O4 (2-) exhibe de manera similar una carga de tres positivos. Por el lado del producto, el manganeso posee una carga de dos positivos y el carbono es positivo cuatro. Por lo tanto, en esta reacción, el manganeso se reduce porque su carga disminuye y el carbono se oxida porque aumenta su carga.

Escribe reacciones separadas, llamadas semirreacciones, para los procesos de oxidación y reducción e incluye los electrones. El Mn (+7) en MnO4 (-) se convierte en Mn (+2) tomando cinco electrones adicionales (7 - 2 = 5). Sin embargo, cualquier oxígeno en el MnO4 (-) debe convertirse en agua, H2O, como un subproducto, y el agua no puede formarse con átomos de hidrógeno, H (+). Por lo tanto, los protones, H (+) se deben agregar al lado izquierdo de la ecuación. La semi-reacción balanceada ahora se convierte en MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, donde e representa un electrón. La semirreacción de oxidación se convierte igualmente en C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.

Equilibre la reacción global asegurándose de que el número de electrones en la mitad de las reacciones de oxidación y reducción sea el mismo. Continuando con el ejemplo anterior, la oxidación del ion oxalato, C2O4 (2-), solo involucra dos electrones, mientras que la reducción de manganeso involucra a cinco. En consecuencia, toda la mitad de la reacción de manganeso debe multiplicarse por dos y toda la reacción de oxalato debe multiplicarse por cinco. Esto hará que el número de electrones en cada mitad de la reacción sea 10. Las dos medias reacciones ahora se convierten en 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O y 5 C2O4 (2 -) - 10 e → 10 CO2.

Obtenga la ecuación general equilibrada sumando las dos medias reacciones balanceadas. Tenga en cuenta que la reacción de manganeso incluye la ganancia de 10 electrones, mientras que la reacción de oxalato implica la pérdida de 10 electrones. Por lo tanto, los electrones se cancelan. En términos prácticos, esto significa que cinco iones de oxalato transfieren un total de 10 electrones a dos iones de permanganato. Cuando se suma, la ecuación balanceada global se convierte en 2 MnO4 (-) + 16 H (+) + 5 C2O4 (2-) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + 10 CO2, que representa una ecuación redox equilibrada.