En chimie moderne, l’oxydation est définie comme la perte d’électrons. Cela peut se produire lorsqu’un atome ou une molécule transfère des électrons à un autre atome ou molécule, ou lorsqu’un atome ou une molécule perd des électrons au profit d’un champ électrique externe.
L’opposé de l’oxydation est la réduction, définie comme le gain d’électrons.
La raison pour laquelle la perte d’électrons est appelée oxydation est que, dans de nombreux cas, l’oxydation s’accompagne de l’ajout d’oxygène. Par exemple, lorsque le fer rouille, les atomes de fer perdent des électrons au profit des atomes d’oxygène, formant ainsi de l’oxyde de fer.
Cependant, il existe de nombreux cas dans lesquels l’oxydation n’implique pas l’ajout d’oxygène. Par exemple, lorsque le cuivre réagit avec l’acide chlorhydrique, les atomes de cuivre perdent des électrons au profit des atomes d’hydrogène, formant du chlorure de cuivre et de l’hydrogène gazeux.
Malgré le fait que l'oxydation n'implique pas toujours l'ajout d'oxygène, le terme « oxydation » est toujours utilisé pour décrire ces réactions en raison de ses origines historiques.
Voici quelques exemples de réactions d’oxydo-réduction :
* Combustion : Lorsqu’une substance brûle, elle réagit avec l’oxygène pour produire de la chaleur et de la lumière. Les atomes d'oxygène gagnent des électrons grâce au carburant, qui est oxydé.
* Rouille : Le fer rouille au contact de l’oxygène et de l’eau. Les atomes de fer perdent des électrons au profit des atomes d’oxygène, formant ainsi de l’oxyde de fer.
* Électrolyse : L'électrolyse est le processus consistant à utiliser un courant électrique pour séparer un composé en ses éléments constitutifs. L’électrode qui perd des électrons est oxydée, tandis que l’électrode qui en gagne est réduite.
Les réactions d'oxydo-réduction sont essentielles à de nombreux processus biologiques, tels que la photosynthèse et la respiration. Ils sont également utilisés dans de nombreux processus industriels, comme la production d’acier et le raffinage du pétrole.
