Izvorni kod stranice Oksido-redukcija

[[Datoteka:redox reaction.png|mini|250px|right|Ilustracija redoks reakcije]]
[[Datoteka:RustyChainEdit1.jpg|mini|250px|[[Korozija|Rđajuće]] gvožđe]]
[[Datoteka:Large bonfire.jpg|mini|250px|[[Vatra]]. [[Sagorijevanje|Sagorevanje]] se sastoji od redoks reakcija sa [[Radikal (hemija)|slobodnim radikalima]].]]

Reakcije '''oksido-redukcije''' (ili redoks reakcije) su reakcije pri kojima se vrši promena [[Oksidacioni broj|oksidacionog broja]] (stanja) atoma elemenata koji ulaze u sastav reagujućih supstanci. Redoks reakcije su elektronski proces, odnosno proces premeštanja perifernih elektrona sa jednih atoma (molekula ili jona) ka drugim atomima (molekulima ili jonima), pri čemu dolazi do promene njihovog oksidacionog broja (stanja).<ref>Schüring, J., Schulz, H. D., Fischer, W. R., Böttcher, J., Duijnisveld, W. H. (editors)(1999). Redox: Fundamentals, Processes and Applications, Springer-Verlag, Heidelberg, 246 pp.&nbsp;{{ISBN|978-3-540-66528-1}}</ref>

Reakcija oksido-redukcije sastoji se iz: reakcije oksidacije koja predstavlja proces otpuštanja elektrona sa nekog atoma (molekula ili jona) i reakcije redukcije koja predstavlja proces primanja elektrona od strane nekog atoma (molekula ili jona). Za atom koji otpušta elektrone kaže se da se oksidovao - povećao svoj oksidacioni broj (predstavlja donor elektrona ), a sam je redukciono sredstvo. Atom (molekul ili jon) koji prima elektrone se redukovao - smanjio svoj oksidacioni broj (predstavlja akceptor elektrona), a sam je oksidaciono sredstvo.<ref name="Atkins7th">{{Atkins7th}}</ref><ref name="McQuarrie1st">{{McQuarrie1st}}</ref> Iako dovoljni za mnoge namene, ovi opisi nisu potpuno tačni. Oksidacija i redukcija se odnose se na promenu oksidacionog stanja, dok do prenosa elektrona možda i neće doći. Oksidacija se preciznije definiše kao povećanje oksidacionog stanja, i redukcija kao smanjenje oksidacionog stanja. U praksi će prenos elektrona uvek izazvati promenu oksidacionog stanja, ali postoje mnoge reakcije koje se klasifikuju kao „redoks“ iako nema transfera elektrona (kao što su one sa promenama [[kovalentna veza|kovalentnih veza]]).<ref name=Robertson>{{cite book |author= Robertson William |title= More Chemistry Basics |url= http://books.google.com/books?id=hIzuarlXtH4C&pg=PA82&dq=confusing |publisher= National Science Teachers Association |year= 2010 |page= 82 |isbn=978-1-936137-74-9}}</ref><ref name=Chemistry_ConceptsAndApplications>{{cite book |author= Phillips John, Strozak Victor, Wistrom Cheryl |title= Chemistry: Concepts and Applications |publisher= Glencoe McGraw-Hill |year= 2000 |page= 558 |isbn= 978-0028282107 |quote= Students often are confused when associating reduction with the gain of electrons.}}</ref><ref name=Rodgers>{{cite book |author= Rodgers Glen |title= Descriptive Inorganic, Coordination, and Solid-State Chemistry |url= http://books.google.com/books?id=g_ybia0hGw8C&pg=PA330 |publisher= Brooks/Cole, Cengage Learning |year= 2012 |page= 330 |isbn=978-0-8400-6846-0}}</ref><ref name=Zumhahl>{{cite book |author= Zumdahl Steven, Zumdahl Susan |title= Chemistry |url= http://books.google.com/books?id=IdhYqXy37KIC&pg=PA160 |publisher= Houghton Mifflin |year= 2009 |page= 160 |isbn=978-0-547-05405-6}}</ref>

Oksido-redukcija može da bude bilo jednostavni redoks proces, kao što je oksidacija ugljenika do [[ugljen-dioksid]]a (CO<sub>2</sub>), ili redukcija ugljenika [[vodik|vodonikom]] do metana (CH<sub>4</sub>). Ona isto tako može da bude kompleksan proces, kao što je oksidacija [[glukoza|glukoze]] (C<sub>6</sub>H<sub>12</sub>O<sub>6</sub>) u ljudskom telu putem serije kompleksnih procesa [[transfer elektrona|elektronskog transfera]].

Redoks reakcije, ili oksidaciono-redukcione reakcije, imaju niz sličnosti sa [[Teorije kiselina i baza|reakcijama kiselina i baza]]. Kao i kiselo-bazne reakcije, redoks reakcije su uparen set, tako da se reakcija oksidacije ne može odvijati a da se istovremeno ne odvija reakcija redukcije. Svaka reakcija sama po sebi se zove „polu-reakcija“, jer moraju postojati dve polu-reakcije.

== Oksidujući i redukujući agensi ==

Prilikom reakcije oksido-redukcije dolazi do prividnog prenosa elektrona sa atoma manje elektronegativnosti na atom veće [[elektronegativnost]]i.

=== Oksidaciona sredstva ===
'''Oksidacija''' je prvobitno označavala [[hemijska reakcija|reakciju]] sjedinjavanja hemijskog elementa sa [[kiseonik]]om pri čemi nastaju [[oksid]]i. Onda je pojam proširen na svaku reakciju sjedinjavanja sa kiseonikom (recimo oksidacijom [[alkoholi|alkohola]] nastaje [[aldehid]] a daljom oksidacijom aldehida [[kiselina]]), što se izražava [[oksidacioni broj|oksidacionim brojem]]. Najšire shvaćena oksidacija predstavlja gubitak elektrona. Recimo, anodna oksidacija je proces u kojem se molekul (ili jon) oksiduje tako što (umesto kiseoniku) preda elektron anodi.

Jaka oksidaciona sredstva imaju izraziti afinitet prema elektronu:
* [[Peroksid]]i
* [[Superoksid]]i
* [[Kiselina|kiseline]] (npr. [[azotna kiselina]])
* [[Ozon]], 
* Gasoviti [[fluor]], [[hlor]], [[brom]] i [[jod]]

=== Redukciona sredstva ===
'''Redukcija''' je suprotan proces oksidaciji i, najšire shvaćena, predstavlja proces primanja elektrona. Na primer u katodnoj redukciji katjon primanjem jednog ili više elektrona redukuje se do čistog metala. Jasno je da je pitanje da li je neki proces oksidacija ili redukcija stvar stanovišta (da bi se nešto oksidovalo nešto treba i da se redukuje) pa se takve reakcije nazivaju '''oksido-redukcione''' i ceo proces oksido-redukcija. Dakle, u oksido-redukciji oksidans oksiduje, ali se pri tome sam redukuje.

U praksi neku reakciju nazivamo oksidacionom (posebno u [[organska kemija|organskoj hemiji]]), kada se struktura glavnog reaktanta i glavnog produkta razlikuju samo u tome, da je jedna mala grupa ili pojedinačni atom usled te reakcije povećao svoj [[oksidacioni broj]], na račun redukcije, obično neorganskog, prostog jedinjenja koje se u ovom slučaju naziva oksidaciono sredstvo.

Na primer:
:2 {{chem|CH|3|CH|2|}}OH + {{chem|O|2}} → 2 {{chem|CH|3}}COOH

(C prelazi iz +1 u +3, a [[kiseonik]] iz 0 do -2), dakle, C se oksidovao a O redukovao.

== Standardni redukcioni potencijal ==
{{refbegin|2}}
Redukcioni potencijal se koristi za računanje standardnog elektrodnog potencijala (E<sup>o</sup> ćelije).

Sledeća jednačina se najčešće nalazi u udžbenicima:
'''E<sup>o</sup>ćelije = E<sup>o</sup><sub>red</sub> + E<sup>o</sup><sub>oks</sub>'''.

gde:
E<sup>o</sup>ćelije je standardni elektrodni potencijal (u voltima)

E<sup>o</sup><sub>red</sub> je standardni redukcioni potencijal redukujućeg agensa.

E<sup>o</sup><sub>oks</sub> (standardni oksidacioni potencijal) je negativna vrednost standardnog redukcionog potencijala oksidujućeg agensa.

Sledeća jednačina generalno korisnija jer su obično dati samo redukcioni potencijali, a ne oksidacioni potencijali:
'''E<sup>o</sup>ćelije = E<sup>o</sup><sub>red</sub> - E<sup>o</sup><sub>oks</sub>'''

ili ekvivalentno:
'''E<sup>o</sup>ćelije = E<sup>o</sup><sub>katoda</sub> - E<sup>o</sup><sub>anoda</sub>'''

gde:
E<sup>o</sup>ćelije je standardni elektrodni potencijal (u voltima).

E<sup>o</sup><sub>red</sub> (E<sup>o</sup><sub>katoda</sub>) je standardni redukcioni potencijal redukujućeg agensa.

E<sup>o</sup><sub>oks</sub> (E<sup>o</sup><sub>anoda</sub>) je standardni redukcioni potencijal oksidujućeg agensa.
{{refend}}

== Primeri redoks reakcija ==
{{refbegin|2}}
Dobar primer je reakcija između [[vodik|vodonika]] i [[fluor]]a u kojoj se vodonik oksiduje, a fluor redukuje:

:{{chem|H|2}} + {{chem|F|2}} → 2 HF

Ova reakcija se može napisati kao dve polu-reakcije:

reakcija oksidacije:

:{{chem|H|2}} → 2 H<sup>+</sup> + 2 {{SubatomicParticle|electron}}

i reakcija redukcije:

:{{chem|F|2}} + 2 {{SubatomicParticle|electron}} → 2 F<sup>&minus;</sup>

Analizirajući svaku polu-reakciju u izolaciji često se može pojasniti sveukupni hemijski proces. Pošto nema neto promene naboja tokom redoks reakcije, višak elektrona reakcije oksidacije mora biti jednak utrošku elektrona reakcije redukcije (kao što je prikazano gore).

Elementi, čak i u molekulskom obliku, uvek imaju nulto oksidaciono stanje. U prvoj polu-reakciji, vodonik se oksiduje iz oksidacionog stanja nula do oksidacionog stanja +1. U drugoj polu-reakciji, fluor se redukuje iz oksidacionog stanja nula do oksidacionog stanja &minus;1.

Kada se reakcije saberu elektroni se ponište:

:{|
|align=right|{{chem|H|2}}
|→
|align=left|2 H<sup>+</sup> + 2 {{SubatomicParticle|electron}}
|-
|align=right|{{chem|F|2}} + 2 {{SubatomicParticle|electron}}
|→
|align=left|2 F<sup>&minus;</sup>
|-
|colspan=3|<hr />
|-
|align=right|{{chem|H|2}} + {{chem|F|2}}
|→
|align=left|2 H<sup>+</sup> + 2 F<sup>&minus;</sup>
|}

I joni se kombinuju da formiraju [[fluorovodonik|vodonik fluorid]]:

:{{chem|H|2}} + {{chem|F|2}} → 2 H<sup>+</sup> + 2 F<sup>&minus;</sup> → 2 HF

=== Reakcije premeštanja ===
Redoks se javlja u reakcijama premeštanja ili [[Supstitucija (hemija)|supstitucije]]. Redoks komponenta tih tipova reakcija je promena oksidacionog stanja (naboja) pojedinih atoma, a ne razmena atoma u jedinjenjima.

Na primer, u reakciji između [[željezo|gvožđa]] i rastvora [[bakar(II) sulfat]]a :

:Fe + {{chem|CuSO|4}} → {{chem|FeSO|4}} + Cu

Jonska jednačina ove reakcije je:

:Fe + Cu<sup>2+</sup> → Fe<sup>2+</sup> + Cu

Dve polu-jednačine, pokazuju da se gvožđe oksiduje:

:Fe → Fe<sup>2+</sup> + 2 {{SubatomicParticle|electron}}

i da se bakar redukuje:

:Cu<sup>2+</sup> + 2 {{SubatomicParticle|electron}} → Cu

=== Drugi primeri ===
[[Datoteka:PyOx.JPG|mini|Rđanje gvožđa u kockama [[pirit]]a]]
* Oksidacija gvožđa(II) do gvožđa(III) [[vodonik peroksid]]om u prisustvu kiseline:

::Fe<sup>2+</sup> → Fe<sup>3+</sup> + e<sup>&minus;</sup>
::H<sub>2</sub>O<sub>2</sub> + 2 e<sup>&minus;</sup> → 2 OH<sup>&minus;</sup>

: Ukupna jednačina:

::2 Fe<sup>2+</sup> + H<sub>2</sub>O<sub>2</sub> + 2 H<sup>+</sup> → 2 Fe<sup>3+</sup> + 2 H<sub>2</sub>O

* Redukcija [[nitrat]]a do [[dušik|azota]] u prisustvu kiseline ([[denitrifikacija]]):

::2 NO<sub>3</sub><sup>&minus;</sup> + 10 e<sup>&minus;</sup> + 12 H<sup>+</sup> → N<sub>2</sub> + 6 H<sub>2</sub>O

* Oksidacija elementarnog gvožđa do gvožđe(III) oksida kiseonikom (poznata kao [[korozija]], što je slično sa [[potamnjivanje]]m):

::4 Fe + 3 O<sub>2</sub> → 2 Fe<sub>2</sub>O<sub>3</sub>

* [[Sagorijevanje|Sagorevanje]] [[ugljikovodici|ugljovodonika]], na primer u [[motor s unutrašnjim sagorijevanjem|motoru sa unutrašnjim sagorevanjem]], koje proizvodi [[voda|vodu]], [[ugljen-dioksid|ugljen dioksid]], neke parcijalno oksidovane forme kao što je [[ugljen monoksid]], i toplotu [[energija|energiju]]. Kompletna oksidacija materijala koji sadrži [[ugljenik]] proizvodi ugljen dioksid.
* U [[organska kemija|organskoj hemiji]], postepena oksidacija ugljovodonika kiseonikom proizvodi vodu, i sukcesivno, [[alkoholi|alkohol]], [[aldehid]] ili [[keton]], [[karboksilne kiseline|karboksilnu kiselinu]], i zatim [[peroksid]].
{{refend}}

== Redoks reakcije u industriji ==
Redukovanja rude je primarni [[metalurgija|metalurški]] proces u proizvodnji [[metal]]a.

Oksidacija se koristi u širokom nizu industrija, kao što je produkcija proizvoda za čišćenje i oksidacija [[amonijak]]a u proizvodnji [[azotna kiselina|azotne kiseline]], koja se zatim koristi za pravljenje [[đubrivo|veštačkih đubriva]].

Redoks reakcije su osnova [[elektrohemijska ćelija|elektrohemijskih ćelija]]. Jedan od najpoznatijih primera predstavljaju baterije, u kojima se redoks procesima hemijska energija pretvara u električnu. Proces [[galvanizacija|galvanizacije]] koristi redoks reakcije za prekrivanje predmeta tankim slojem metala. Primeri takvih procesa su [[hromiranje]] [[automobil]]skih delova, posrebravanje [[pribor za jelo|pribora za jelo]], i [[pozlaćivanje]] [[nakit]]a.

== Redoks reakcije u biologiji ==
<div class="thumb tright" style="background-color: #f9f9f9; border: 1px solid #CCCCCC; margin:0.5em;">
{|border="0" width=150px border="0" cellpadding="2" cellspacing="0" style="font-size: 85%; border: 1px solid #CCCCCC; margin: 0.3em;"
|[[Datoteka:Ascorbic acid structure.svg|150px|askorbinska kiselina]]
|}
{|border="0" width=150px border="0" cellpadding="2" cellspacing="0" style="font-size: 85%; border: 1px solid #CCCCCC; margin: 0.3em;"
|[[Datoteka:Dehydroascorbic acid 2.svg|150px|dehidroaskorbinska kiselina]]
|}
<div style="border: none; width:150px;"><div class="thumbcaption"><small>Gore: [[askorbinska kiselina]] ([[redukujući agens|redukovana forma]] [[Vitamin C|vitamina C]])<br />Dole: [[dehidroaskorbinska kiselina]] ([[Oksidans|oksidovana forma]] [[vitamin C|vitamina C]])</small></div></div></div>

Mnogi važni [[biologija|biološki]] procesi obuhvataju redoks reakcije. Na primer, [[Ćelijsko disanje|ćelijska respiracija]] je oksidacija [[glukoza|glukoze]] (C<sub>6</sub>H<sub>12</sub>O<sub>6</sub>) do [[Ugljen-dioksid|CO<sub>2</sub>]] i redukcija [[kiseonik]]a do [[voda|vode]]. Zbirna reakcija ćelijske respiracije je:
:C<sub>6</sub>H<sub>12</sub>O<sub>6</sub> + 6 O<sub>2</sub> → 6 CO<sub>2</sub> + 6 H<sub>2</sub>O

Proces ćelijske respiracije je takođe u znatnoj meri zavistan od redukcije [[NAD+|NAD<sup>+</sup>]] do NADH, kao i od reverzne reakcije (oksidacije NADH do NAD<sup>+</sup>). [[Fotosinteza]] i [[ćelijska respiracija]] su komplementarne, mada fotosinteza nije reverzna reakcija ćelijske respiracije:

: 6 CO<sub>2</sub> + 6 H<sub>2</sub>O + [[foton|svetlosna energija]] → C<sub>6</sub>H<sub>12</sub>O<sub>6</sub> + 6 O<sub>2</sub>

Biološka energija se frekventno skladišti i oslobađa putem redoks reakcija. [[Fotosinteza]] obuhvata redukciju [[ugljen-dioksid|ugljen dioksida]] u [[šećer]]e i oksidaciju [[voda (molekul)|vode]] u molekulski [[kiseonik]]. Suprotna reakcija, [[ćelijsko disanje|respiracija]], oksiduje šećere i proizvodi ugljen dioksid i vodu. U među koracima, redukovana ugljenična jedinjenja se koriste za redukovanje [[nikotinamid adenin dinukleotid]]a (NAD<sup>+</sup>), koji zatim doprinosi stvaranju [[Elektrohemijski gradijent|protonskog gradijenta]] kojim se pokreće sinteza [[adenozin-trifosfat]]a (ATP). On se održava redukcijom kiseonika. U životinjskim ćelijama, [[mitohondrije|mitohondrija]] vrši slične funkcije.

Reakcije [[slobodni radikal|slobodnih radikala]] su redoks reakcije koje se javljaju kao deo [[homeostaza]]e i ubijanja mikroorganizama. Kod ovih reakcija jedan elektron se odvaja od molekula. Slobodni radikali mogu da postanu štetni za ljudsko telo ako se ne vežu za redoks molekul ili [[antioksidans]]. Slobodni radikali mogu da izazovu ćelijske [[mutacija|mutacije]] i uzrokuju [[rak (bolest)|kancer]].

Termin '''redoks stanje''' se često koristi za označavanje balansa [[Nikotinamid adenin dinukleotid|NAD<sup>+</sup>/NADH]] i [[Nikotinamid adenin dinukleotid fosfat|NADP<sup>+</sup>/NADPH]] u biološkim sistemu kao što je ćelija ili organ. Redoks stanje se ogleda u balansu nekoliko grupa metabolita (npr., [[mlečna kiselina|laktat]] i [[piruvat]], [[beta-hidroksibutirat]] i [[acetoacetat]]). Abnormalno redoks stanje se može razviti u niz štetnih situacija, kao što su [[hipoksija]], [[Šok (cirkulatorni)|šok]], i [[sepsa]].

=== Redoks kruženje ===
Veliki broj različitih [[aromatičnost|aromatičnih jedinjenja]] se [[enzim]]atski redukuje da formira [[Radikal (hemija)|slobodne radikale]] koji sadrže jedan elektron više nego početna jedinjenja. U opštem slučaju, donor elektrona je bilo koji od širokog niza flavoenzima i njihovih [[koenzim]]a. Nakon formiranja, ti anjonski slobodni radikali redukuju molekulski kiseonik do [[superoksid]]a, i regenerišu nepromenjeno početno jedinjenje. Neto reakcija je oksidacija flavoenzimskih koenzima i redukcija molekulskog kiseonika do superoksidne forme. Ovoj katalitički proces se opisuje kao beskoristan ciklus ili redoks cirkulacija.

Primeri molekula koji indukuju ovoj proces su [[herbicid]] [[parakvat]] i drugi [[viologen]]i, kao i [[hinon]]i poput [[menadion]]a.<ref>{{PDFlink|{{cite web|url = http://www.bioscience.org/2000/v5/d/gutier/gutier.pdf |title = gutier.doc |accessdate = 30. 6. 2008.}}|2.76&nbsp;MB}}</ref>

== Redoks reakcije u geologiji ==
[[Datoteka:UraniumMineUtah.JPG|mini|Rudnik [[uranijum]]a, blizo [[Moab, Utah|Moaba]], [[Utah]]. Alternirajući crveni i belo/zeleni [[peščar]] je posledica oksidujućih i redukujućih uslova u redoks hemiji površinske vode.]]

U [[geologija|geologiji]], redoks reakcije su važne za formiranje minerala, njihovu mobilizaciju, kao i u nekim sedimentacionim sredinama. U opštem slučaju, redoks stanje većine stena se može videti po njihovoj boji. Crvena boja se vezuje za oksidujuće uslove formiranja, dok se zelena tipično vezuje za redukujuće uslove. Bele (pobelele stene) takođe mogu biti vezane za redukujuće uslove. Poznati primer redoks uslova sa uticajem na redoks procese su naslage uranijuma i Navaho peščar.

== Balansiranje redoks reakcija ==
Za opisivanje [[elektrokemija|elektrohemijske]] reakcije redoks procesa neophodno je da se polu-reakcije oksidacije i redukcije balansiraju. U opštem slučaju, za reakcije u vodenom rastvoru, dodaju se [[Proton|H<sup>+</sup>]], [[Hidroksid|OH<sup>&minus;</sup>]], [[Voda (molekul)|H<sub>2</sub>O]], i [[elektron]]i da bi se kompenzovale oksidacione promene.

=== Kisela sredina ===
U kiseloj sredini, {{chem|H|+}} joni i voda se dodaju polu reakcijama da bi se balansilara celokupna reakcija.

Na primer, kad [[mangan]](II) reaguje sa [[natrijum bizmutat]]om:

:{|
|Nebalansirana reakcija:
| {{chem|Mn|2+}}(aq) + {{chem|NaBiO|3}}(s) → {{chem|Bi|3+}}(aq) + {{chem|MnO|4}}<sup>&minus;</sup> (aq)
|-
|Oksidacija:
| 4 {{chem|H|2|O}}(l) + {{chem|Mn|2+}}(aq) → {{chem|MnO|4|-}}(aq) + 8 {{chem|H|+}}(aq) + 5 {{SubatomicParticle|electron}}
|-
|Redukcija:
| 2 {{SubatomicParticle|electron}} + 6 {{chem|H|+}} + {{chem|BiO|3|-}}(s) → {{chem|Bi|3+}}(aq) + 3 {{chem|H|2|O}}(l)
|}

Reakcija se balansira skaliranjem dve polu reakcije tako da učestvuje isti broj elektrona:

:8 {{chem|H|2|O}}(l) + 2 {{chem|Mn|2+}}(aq) → 2 {{chem|MnO|4|-}}(aq) + 16 {{chem|H|+}}(aq) + 10 {{SubatomicParticle|electron}}
:10 {{SubatomicParticle|electron}} + 30 {{chem|H|+}} + 5 {{chem|BiO|3|-}}(s) → 5 {{chem|Bi|3+}}(aq) + 15 {{chem|H|2|O}}(l)

Dodavanjem ove dve reakcije eliminišu se elektronski članovi i dobija se balansirana reakcija:

:14 {{chem|H|+}}(aq) + 2 {{chem|Mn|2+}}(aq) + 5 {{chem|NaBiO|3}}(s) → 7 {{chem|H|2|O}}(l) + 2 {{chem|MnO|4|-}}(aq) + 5 {{chem|Bi|3+}}(aq) + 5 {{chem|Na|+}}(aq)

=== Bazna sredina ===
U baznoj sredini, dodaju se [[Hidroksid|OH<sup>&minus;</sup>]] joni i voda polu reakcijama da bi se balansirala reakcija.

Na primer, u reakciji između [[kalijum permanganat]]a i [[natrijum sulfit]]:

:{|
|Nebalansirana reakcija:
| {{chem|KMnO|4}} + {{chem|Na|2|SO|3}} + {{chem|H|2|O}} → {{chem|MnO|2}} + {{chem|Na|2|SO|4}} + KOH
|-
|Redukcija:
| 3 {{SubatomicParticle|electron}} + 2 {{chem|H|2|O}} + {{chem|MnO|4}}<sup>&minus;</sup> → {{chem|MnO|2}} + 4 OH<sup>&minus;</sup>
|-
|Oksidacija:
| 2 OH<sup>&minus;</sup> + {{chem|SO|3}}<sup>2&minus;</sup> → {{chem|SO|4}}<sup>2&minus;</sup> + {{chem|H|2|O}} + 2 {{SubatomicParticle|electron}}
|}

Balansiranje broja elektrona u dve polu reakcije daje:

:6 {{SubatomicParticle|electron}} + 4 {{chem|H|2|O}} + 2 {{chem|MnO|4}}<sup>&minus;</sup> → 2 {{chem|MnO|2}} + 8 OH<sup>&minus;</sup>
:6 OH<sup>&minus;</sup> + 3 {{chem|SO|3}}<sup>2&minus;</sup> → 3 {{chem|SO|4}}<sup>2&minus;</sup> + 3 {{chem|H|2|O}} + 6 {{SubatomicParticle|electron}}

Dodavanjem te dve polu reakcije formira se balansirana reakcija:

:2 {{chem|KMnO|4}} + 3 {{chem|Na|2|SO|3}} + {{chem|H|2|O}} → 2 {{chem|MnO|2}} + 3 {{chem|Na|2|SO|4}} + 2 KOH

== Izvori ==
{{reflist|2}}

== Povezano ==
* [[Krebsov ciklus]]
* [[Elektrokemija|Elektrohemija]]
* [[Elektroliza]]
* [[Galvanski element]]
* [[Membranski potencijal]]
* [[Oksidativna fosforilacija]]
* [[Redukujući agens]]

== Spoljašnje veze ==
* [http://www.berkeleychurchill.com/software/chembal.php Balansiranje hemijskih reakcija]
* [http://www.shodor.org/UNChem/advanced/redox/redoxcalc.html Kalkulator redoks reakcija]

{{Commonscat|Redox reactions}}

[[Kategorija:Hemijske reakcije]]
[[Kategorija:Kemija zemljišta]]