En química moderna, la oxidación se define como la pérdida de electrones. Esto puede ocurrir cuando un átomo o molécula transfiere electrones a otro átomo o molécula, o cuando un átomo o molécula pierde electrones debido a un campo eléctrico externo.
Lo opuesto a la oxidación es la reducción, que se define como la ganancia de electrones.
La razón por la que la pérdida de electrones se denomina oxidación es porque, en muchos casos, la oxidación va acompañada de la adición de oxígeno. Por ejemplo, cuando el hierro se oxida, los átomos de hierro pierden electrones frente a los átomos de oxígeno, formando óxido de hierro.
Sin embargo, hay muchos casos en los que la oxidación no implica la adición de oxígeno. Por ejemplo, cuando el cobre reacciona con el ácido clorhídrico, los átomos de cobre pierden electrones frente a los átomos de hidrógeno, formando cloruro de cobre y gas hidrógeno.
A pesar de que la oxidación no siempre implica la adición de oxígeno, el término "oxidación" todavía se utiliza para describir estas reacciones debido a sus orígenes históricos.
A continuación se muestran algunos ejemplos de reacciones de oxidación-reducción:
* Combustión: Cuando una sustancia se quema, reacciona con el oxígeno para producir calor y luz. Los átomos de oxígeno ganan electrones del combustible, que se oxida.
* Oxidación: El hierro se oxida cuando entra en contacto con el oxígeno y el agua. Los átomos de hierro pierden electrones frente a los átomos de oxígeno, formando óxido de hierro.
* Electrólisis: La electrólisis es el proceso de utilizar una corriente eléctrica para separar un compuesto en sus elementos constituyentes. El electrodo que pierde electrones se oxida, mientras que el electrodo que gana electrones se reduce.
Las reacciones de oxidación-reducción son esenciales para muchos procesos biológicos, como la fotosíntesis y la respiración. También se utilizan en muchos procesos industriales, como la producción de acero y el refinado de petróleo.
