Durante mucho tiempo, la idea de oxidación y de reducción estuvo ligada al oxígeno, en donde se manejaba si durante una reacción de una sustancia se unía o aumentaba el número de oxígenos, se decía que se oxidaba y si lo disminuía, que se reducía, más tarde se consideró el hidrogeno antagonista del oxígeno y oxidarse podía ser ganar oxígenos o bien perder hidrógenos, de tal forma que este se reduce, todo lo contrario perder oxigeno o ganar hidrogeno.

según el concepto clásico de oxidación, cuando el hierro entra en contacto con el oxígeno se oxida, formando un óxido de hierro como el Fe2O3 , si en vez de oxigeno el gas que se envuelve al hierro es el cloro. Este también reacciona con él, formando FeCL3; podemos analizar lo siguiente que ambos casos el hierro ha pasado del estado elemental al iónico, si en el primer caso se ha dicho que el hierro se ha oxidado, en el segundo se tendrá que decir lo mismo.

Se denomina oxidación al fenómeno por el cual una especie química pierde electrones y se denomina reducción al fenómeno contrario a la oxidación, es decir el que proporciona ganancia de electrones, una oxidación va acompañada siempre de una reducción, ya que si una sustancia pierde electrones, otra ha de ganarlo. La sustancia que se oxida recibe el nombre de reductor y la que se reduce es el oxidante.

A continuación tenemos el siguiente aporte, de varias características que definen a las reacciones de oxidación-reducción.

1.- Los procesos que tienen lugar en una pila electroquímica pueden analizarse en función de dos semipilas.
2.- Las reacciones de oxidación-reducción pueden interpretarse como proceso de trasferencia electrónica.
3.- Átomos e iones compiten por los electrones.
4.- Los potenciales tipo de reducción de las semipilas son útiles para la predicción de las reacciones químicas.
5.- Las ecuaciones de oxidación-reducción pueden equilibrarse por el método de las semirreaciones o mediante el empleo de números de oxidación.
6.- La electrólisis representa un tipo de reacción útil. En ella, se obliga una pila química a funcionar en dirección opuesta a la de la reacción espontánea, al aplicar una tensión mayor que la producida por la misma pila.

Cita textual del libro Química: fundamentos experimentales. Guía del profesor por Robert W. Parry; pagina 188.

El concepto electrónico de oxidación-reducción no niega los conceptos clásicos, sino que los amplían a otras sustancias que esta viejas teorías no eran oxidantes ni reductores. Otras sustancias poseen un doble carácter, ya que según la sustancias que tengan enfrente pueden oxidarse o reducirse, como el siguiente caso en donde el azufre frente a un reductor fuerte puede reducirse a ion sulfuro: S+2e- = S²-, mientras que frente a un oxidante puede transformarse en un ión sulfito SO3²-, de tal forma lo que se quiere es documentar de forma educativa, de tal motivo en la moderna teorías pierden valor palabras como oxidante o reductor, ya que estos conceptos pasan a ser relativos y dependientes de más de una sustancia. Así el mismo oxígeno, entro tiempo oxidante por excelencia, pueden ser un reductor frente al flúor.

Conducción electrolíticas.

Las investigaciones efectuadas a principios del siglo XIX mostraron que las disoluciones acuosas de diversas sustancias químicas conducían la corriente eléctrica en distintas medidas, para poner más claro estos aporte al este contenido de conocimiento, en referencia a carácter conductor de las sustancias disueltas, basta con intercalar una lámpara en un circuito de manera sencilla, de tal manera lo que se trata de observar su brillo, que será el indicador de tal manera de saber, qué tanto es el conductor en la solución contenido en ella.

El físico y químico inglés Michael Faraday, denomino electrolitos a las sustancias disueltas conductoras de la corriente eléctrica; electrodos a los conductores metálicos en contactos con la disolución en donde siendo el ánodo el electrodo conectado al polo positivo y el cátodo el conectado al polo negativo; los iones a las partículas que conducen la corriente eléctrica en disolución, siendo los aniones los que se dirigen al ánodo y los aniones los que se dirigen al cátodos, en referencia al recipiente que contiene la disolución y los electrodos los llamo célula electrónica y al proceso químico producido por la corriente eléctrica es la electrólisis.

Electrólisis.

Es el conjunto de reacciones químicas que tiene lugar en los electrodos durante la conducción electrolítica, constituye la electrólisis, tomando como ejemplo apara mejor entendimiento, tenemos cuando se efectúa la electrolisis del H2O, los cationes H+ se trasladan hacia el electrodo negativo(cátodo) y los aniones OH- hacia el electrodos positivo (ánodo).
Las reacciones que tienen lugar en los electrodos son:
ÁNODO.
4OH-(aq)+2e- = O2(g)+h2O(1) Oxidación.
CÁTODO.
2H(aq)+2e- = H2(g) Reducción.

La reacción química global, que se produce en la célula electrónica se obtiene sumando las reacciones del ánodo y del cátodo, de modo que se pierda y se gane el mismo número de electrones.
2H2O(1)= O2(g)+2H2(g) La reacción química global.

La pila Cu-Ag, un ejemplo de una reacción rédox, fuente de imagen de dominio de wikimedia commons, Author Muro de Aguas

Aporte de Michael Faraday.

Como resultado de sus investigaciones, Faraday enuncio las dos leyes siguientes, que rigen la electrolisis:

1.- La cantidad de un elemento que se deposita o libera en un electrodo es proporcional a la cantidad de electricidad que circula por la disolución.

2.- Las masa de distintos elementos depositados o liberados por la misma cantidad de electricidad son proporcionales a sus equivalentes químicos. La cantidad de electricidad que libera 1 equivalente gramo de cualquier elemento es de 96.496 culombios y recibe el nombre de 1 faraday.

Fuerza de los oxidantes y de los reductores.

Fuerza de los oxidantes y de los reductores.(Imagen elaborada por @chetoblackmetal)