Oxidatie-reductie of "redox" -reacties vertegenwoordigen een van de belangrijkste reactieklassen in de chemie. De reacties houden noodzakelijkerwijs de overdracht in van elektronen van de ene soort naar de andere. Chemici verwijzen naar het verlies van elektronen als oxidatie en naar de winst van elektronen als reductie. Het balanceren van een chemische vergelijking verwijst naar het proces van het aanpassen van het aantal van elke reactant en product, zodat de verbindingen aan de linker en rechterkant van de reactiepijl - de reactanten en producten, respectievelijk - bevatten evenveel elk type atoom . Dit proces is een gevolg van de eerste wet van de thermodynamica, die stelt dat materie niet kan worden gecreëerd of vernietigd. Redox reacties dit proces een stap verder door het balanceren ook het aantal elektronen aan weerszijden van de pijl, omdat, als atomen, elektronen bezitten massa en vallen dus onder de eerste wet van de thermodynamica.

Voeg de ongebalanceerde chemische vergelijking op een stuk papier en identificeer de soort die wordt geoxideerd en verkleind door de ladingen op de atomen te onderzoeken. Beschouw bijvoorbeeld de onevenwichtige reactie van permanganaat ion, MnO4 (-), waarbij (-) staat voor een lading op de ionen van negatieve en oxalaation, C2O4 (2) bij aanwezigheid van een zuur, H (+) : MnO4 (-) + C2O4 (2-) + H (+) → Mn (2+) + CO2 + H2O. Zuurstof neemt bijna altijd een lading van negatieve twee in verbindingen op zich. Dus, MnO4 (-), als elke zuurstof een negatieve twee lading behoudt en de totale lading negatief is, dan moet het mangaan een lading van positieve zeven vertonen. De koolstof in C2O4 (2-) vertoont op vergelijkbare wijze een lading van positieve drie. Aan de productzijde heeft het mangaan een lading van twee positieve en is de koolstof positief vier. Dus in deze reactie wordt mangaan wordt gereduceerd omdat de lading afneemt en de kool wordt geoxydeerd omdat de lading toeneemt

Voeg afzonderlijke reacties -. Genoemd halfreacties - voor oxidatie en reductie werkwijzen en omvatten de elektronen. De Mn (+7) in MnO4 (-) wordt Mn (+2) door vijf extra elektronen op te nemen (7 - 2 = 5). Elke zuurstof in het MnO4 (-) moet echter water, H2O, worden als een bijproduct en het water kan zich niet vormen met waterstofatomen, H (+). Daarom moeten protonen, H (+) aan de linkerkant van de vergelijking worden toegevoegd. De gebalanceerde halve reactie wordt nu MnO4 (-) + 8 H (+) + 5 e → Mn (2+) + 4 H2O, waarbij e een elektron voorstelt. De oxidatiehalf-reactie wordt op dezelfde manier C2O4 (2-) - 2e → 2 CO2.

Breng de algehele reactie in evenwicht door ervoor te zorgen dat het aantal elektronen in de oxidatie- en reductiehalf-reacties gelijk is. Voortgaand op het voorgaande voorbeeld, heeft de oxidatie van het oxalaat, C2O4 (2-), slechts betrekking op twee elektronen, terwijl de reductie van mangaan er vijf omvat. Dientengevolge moet de gehele mangaanhelftreactie met twee worden vermenigvuldigd en de gehele oxalaatreactie met vijf worden vermenigvuldigd. Dit zal het aantal elektronen in elke helft reactie brengen 10. De twee halve reacties nu 2 MnO4 wordt (-) + 16H (+) + 10 e → 2 Mn (2+) + 8 H2O en 5 C2O4 (2 -) - 10 e → 10 CO2.

Verkrijg de uitgebalanceerde algemene vergelijking door de twee gebalanceerde halve reacties bij elkaar op te tellen. Merk op dat de mangaanreactie de winst van 10 elektronen omvat, terwijl de oxalaatreactie het verlies van 10 elektronen inhoudt. De elektronen annuleren daarom. In de praktijk betekent dit dat vijf oxalaationen in totaal 10 elektronen overbrengen naar twee permanganaationen. Wanneer gesommeerd, de totale gebalanceerde vergelijking wordt 2 MnO4 (-) + 16H (+) + 5 C2O4 (2) → 2 Mn (2+) + 8 H2O + CO2 10, die een evenwichtige redox vergelijking vertegenwoordigt
.