5.1. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СИСТЕМЫ
Многие реакции, представляющие интерес для аналитической химии, являются окислительно-восстановительными и используются как в качественном, так и в количественном анализе. Рассмотрим окислительно-восстановительную реакцию:
2FeCl3 + SnCl2 = 2FeCl2 + SnCl4.
Или в ионной форме:
2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ + Sn4+.
Здесь в роли окислителя выступают ионы трёхвалентного железа Fe3+, а в роли восстановителя - ионы двухвалентного олова Sn2+. Соответствующие полуреакции можно записать в виде:
2Fe3+ + 2e = 2Fe2+.
Sn2+ - 2e = Sn4+.
В данной окислительно-восстановительной реакции участвуют два электрона (обозначаемые буквой «е»), n = 2. Здесь имеются две редокспары Fe3+ |Fe2+ и Sn4+ |Sn2+, каждая из которых содержит окисленную форму (Fe3+, Sn4+) и восстановленную форму (Fe2+, Sn2+). При написании окисленная и восстановленная формы разделяются вертикальной (а не косой!) чертой.
Редокс-пара - это система из связанных между собой окисленной и восстановленной форм данного вещества, в которой окисленная форма (окислитель) является акцептором электронов и восстанавливается, принимая электроны, а восстановленная форма (восстановитель) выступает в роли донора электронов и окисляется, отдавая электроны. В любой окислительно-восстановительной реакции принимают участие по крайней мере две редокс-пары.
Существуют такие вещества, которые в одних реакциях могут быть окислителями, а в других - восстановителями в зависимости от природы партнёра-реагента и условий протекания окислительно-восстановительной реакции. Такие вещества иногда называют редокс-амфотерными. Примером могут служить пероксид водорода Н2О2 нитрит-ион NO2- и некоторые другие соединения.