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Se plantean las semi-reacciones:
Semi-reacción de oxidación:
Zn —> Zn +2 + 2e–
Semi-reacción de reducción:
Cu+2 + 2e– —> Cu
Sumando ambas semi-reacciones se tiene:
Zn —> Zn +2 + 2e–
+ Cu+2 + 2e– —> Cu--------------------------------------------------------------------------
Zn0 + Cu+2 —> Zn+2 + Cu+0
(Ver: PSU: Química, Pregunta 10_2005)
Aplicaciones de la oxidación-reducción
Las reacciones de oxidación-reducción son muy frecuentes en la industria ya que constituyen el principio de funcionamiento de laspilas eléctricas, tales como las pilas alcalinas y se emplean para refinar electroquímicamentedeterminados metales, tales como el cobre en nuestro país. También se utilizan para la protección de los metales contra la corrosión. En la naturaleza, intervienen en la respiración celular y en la fotosíntesis.Concepto de Oxidación

Expresado de una manera muy general, diremos que la oxidación ocurre cuando un átomo inestable pierde un electrón, lo que permite que el átomo forme un compuesto nuevocon otro elemento.

Casco metálico oxidado.
Básicamente existen dos tipos de reacciones químicas:
1) Aquellas en las cuales reaccionan iones o moléculas sin cambio aparente de la estructura electrónica de las partículas, y
2) Reacciones en las cuales los iones o átomos experimentan cambios de estructura electrónica.
En el segundo tipo de reacción puede haber transferencia real de electronesde una partícula a otra o la forma en que se compartan los electrones puede modificarse. Este último tipo de reacción que involucra cambios electrónicos se llama reacción de oxidación-reducción.
Oxidación
Originalmente, el término oxidación se asignó a la combinación del oxígeno con otros elementos. Existían muchos ejemplos conocidos de esto. El hierro se enmohece y el carbón arde. En elenmohecimiento, el oxígeno se combina lentamente con el hierro formando óxido ferroso (Fe2 O3); en la combustión, se combina rápidamente con el carbón para formar CO2. La observación de estas reacciones originó los términos oxidación “lenta” y "rápida”.
Sin embargo, los químicos observaron que otros elementos no metálicos se combinaban con las sustancias de la misma manera que lo hacia el oxígeno condichas sustancias. El oxígeno, el antimonio y el sodio arden en atmósfera de cloro y el hierro en presencia de flúor. Como estas reacciones eran semejantes, los químicos dieron una definición de oxidación más general. Los reactantes O2 o Cl2, eliminaban electrones de cada elemento. Por tanto, la oxidación se definió como el proceso mediante el cual hay pérdida aparente de electrones de un átomo oión. (Ver: PSU: Química, Pregunta 02_2005)
Reducción
Originalmente una reacción de reducción se limitaba al tipo de reacción en la cual los óxidos se “reducían" (se desprendían) de sus óxidos. El óxido de hierro se "reducía” a hierro con monóxido de carbono. El óxido de cobre (II) podía “reducirse” a cobre con hidrógeno. En estas reacciones se eliminaba oxígeno y se obtenía el elemento libre.El elemento libre puede obtenerse de otras maneras. La inmersión de un clavo de hierro en una solución de sulfato de cobre (II) causa una reacción en la cual se produce cobre libre.
La semejanza entre las reacciones de oxidación-reducción condujo a los químicos a formular una definición más general de reducción: La reducción es un proceso mediante el cual los átomos o iones adquieren electrones.Agentes oxidantes y reductores

Alimentos al vacío, protegidos de la oxidación
En una reacción de oxidación-reducción hay transferencia de electrones. Todos los electrones intercambiados durante una reacción deben tomarse en cuenta. Por tanto, parece razonable que la oxidación y la reducción ocurran simultáneamente en una reacción: se pierden y se ganan electrones al mismo tiempo. De otro...