章氧化还原滴定法讲稿
氧化还原滴定法讲义
模块一氧化还原滴定法1、氧化还原滴定法简介氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础的滴定分析方法，是滴定分析四大滴定方法之一。
氧化还原滴定法反应比酸碱、配位以及沉淀三个滴定方法稍微复杂，不是所有的氧化还原反应都能用于滴定分析，需要慎重选择。
2、概念（1）可逆电对：能迅速建立起氧化还原平衡其电势符合能斯特公式计算的理论电势。
例：Fe3+/Fe2+ I2/I-（2）不可逆电对：（1）不能建立真正的平衡；（2）实际电势与理论电势相差较大例：MnO4－/Mn2+, Cr2O72－/Cr3+（3）对称电对：氧化态与还原态的系数相同。
例：Fe3++e Fe2+，MnO4-+8H++5eMn2++4H2O（4）不对称电对：氧化态与还原态的系数不同。
例：I2＋2e2I－，Cr2O72－＋14H＋＋6e2Cr3＋＋7H2O（5）电极电位：电位与溶液接触的界面存在双电层而产生的电位差，用Ф来表示，SI单位为伏特（V）,符号为V.(6)标准电极电位：在热力学标准状态下的电极电位。
符号为Фθ。
（7）条件电极电位：当氧化型和还原型的分析浓度均为1Mol/L,校正了各种外界因素的影响后的实际电极电位。
符号为Ф′.（下文（E）通用于（Ф））3、能斯特方程式及条件平衡常数氧化还原反应：两电对的半反应及相应的Nerst方程：―――――条件平衡常数4、反应进行的程度化学计量点时反应进行的程度可由某物质的氧化型与还原型的比值表示，该比值可根据平衡常数求得。
一般说来，两电对的条件电位差值越大，K值也越大，反应进行的越完全。
当lgK≥6或两电对的条件电位差△Фo′≥0.4V(n1=n2=1)时，反应可完全进行。
5、影响氧化还原反应速率的因素O2+4H++4e=2H2OSn4++2e=Sn2+Ce4++e=Ce3+从以上三个标准电势看：a.Ce4＋应该氧化水产生O2b.Sn2＋在水溶液中易转化为Sn4＋c.事实上它们的反应速率很慢,可以认为没有发生氧化还原反应。
分析化学 第五章 氧化还原滴定法
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另一方面，在HCl溶液中除Fe3+、Fe2+外，三价铁还以 Fe(OH)2+、FeCl2+、FeCl2+、FeCl4-、FeCl63-等存在形式， 而二价铁也还有Fe(OH)+、FeCl+、FeCl3-、FeCl42-等存在形 式。若用cFe(Ⅲ)、cFe(Ⅱ)分别表示溶液中三价铁Fe(Ⅲ)和二价 铁Fe(Ⅱ)各种存在形式的总浓度，则:
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式中：EOx/Red——氧化态Ox还原态Red电对的电极电位； Eθ Ox/Red——标准电极电位； aOx、aRed——氧化态Ox及还原态Red的活度，离子的活 度等于浓度c乘以活度系数γ，a=γc； R——摩尔气体常数，8.314 J· mol-1· K-1； T——热力学温度； F——法拉第常数，96 485 C· mol-1； n——半反应中电子的转移数。 将以上数据代入式中，在25℃时可得：
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分析中，要求氧化还原反应必须定量、迅速地进行，所以 对于氧化还原反应除了从平衡观点来了解反应的可能性外， 还应考虑反应的速率。下面具体讨论影响氧化还原反应速 率的因素。 1. 浓度对反应速率的影响 在一般情况下，增加反应物质的浓度可以加快反应速 率。例如，在酸性溶液中重铬酸钾和碘化钾反应：
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现以在1 mol· L-1H2SO4溶液中，用0.1000 mol· L1 Ce(SO ) 标准溶液滴定20.00 mL 0.1000 mol· L 4 2 1FeSO 为例，讨论滴定过程中标准溶液用量和电极 4 电位之间量的变化情况。
滴定反应式：
两个电对的条件电极电位：
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(分析化学课件)第七章氧化还原滴定法
津 科 技
2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2↑+ 8H2O
大
学
②标准溶液标定时的注意“三度一点”
a.速度：该反应室温下反应速度极慢，利
用反应本身所产生的Mn2＋起自身
催化作用加快反应进行。
b.温度：常将溶液加热到75～85℃。温度
高于90℃会使发生下述反应：
α为Fe的副反应系数
天 当电对的氧化态和还原态的分析浓度均 津 为1mol·L－1时，可得到：
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EӨ′称为条件电势。
注意：
附录表16中列出部分氧化还原电对在不
同介质中的条件电势，均为实验测得值。
当缺乏相同条件下的条件电势时，可采用
天 条件相近的条件电势数据。
津
条件电极电势与标准电极电势差异很大。
津
科 若考虑副反应影响，则以K’代替K：
技 大 学
天 津 科 技 大 学
7.1.4 化学计量点时反应进行的程度
由化学计量点时氧化态与还原态浓度的 比值表示。
可以根据平衡常数求得。
天 津 科 技 大 学
例7.3 计算1mol/L HCl介质中，Fe3＋与Sn2＋ 反应的平衡常数及化学计量点时反应进行的 程度。已知 E F '3 /e F 2 e 0 .6V ,8 E S '4 n /S2 n 0 .1V 4
(3)间接碘法：利用I-的还原性。
①基本反应：
2I- - 2e → I2 I2 ＋ 2S2O３2－= S４O６2－＋2Ｉ－
（中性或弱酸性条件）连四硫酸根
天 津
P
H,S22IO234H2HO 2 SI2H22SH2O O 3
学习氧化还原滴定法(分析化学课件)
sp
n11 (n1
n22 n2)
如果 n1=n2
sp
1
2
2
④化学计量点后
通常由滴定剂氧化还原电对的浓度比求得电极电位
1
1
0.059 n1
lg
cOx1 c Re d1
设x为所加入氧化剂按化学计量的百分数
当x＞100时
1
0.059 n1
lg
x
100 x
当x=100.1时
1
0.059 n1
3
当x=101.0时
条件电极电位是指在某一特定条件下，电对的氧化态总浓度和还 原态的总浓度均为1mol/L时的实际电极电位，它在条件不变时为一 常数
2．条件电极电位
(Ox / Red) (Ox / Red) 0.059 lg cOx
n
cRed
(Ox / Red) (Ox / Red) 0.059 lg Ox Red
受诱反应
MnO
4
5Fe2
16H
2Mn 2
5Fe3
8H2O
作用体
诱导体
诱导反应
注意诱导反应和催化反应的区别： 诱导反应：诱导体参与反应变为其他物质 催化反应：催化剂参与反应恢复到原来的状态
第六章 氧化还原滴定法
第二讲 氧化还原滴定原理及指示剂
一、氧化还原滴定原理 二、氧化还原指示剂
一、氧化还原滴定原理
二、平衡常数和准确滴定的判据
1、氧化还原反应的平衡常数——衡量反应进行的完全程度
n2Ox1 + n1Red2=n2Red1 + n1Ox2
1
1
0.059 n1
lg
cOx1 c Re d1
2
第六章氧化还原滴定法
在半反应中，化合价高的物质称氧化态，
化合价低的物质称还原态。
由一种元素的氧化态物质与其对应的还原态物质所构成 的整体叫氧化还原电对
表示为“氧化态/还原态”。如Zn2+ /Zn， Cu2+ /Cu 2
氧化还原反应是两个电对的反应，
Ox表示氧化态，Red表示还原态
Ox1 + ne
Red1
Red2
Ox2 + ne
C C n2 n1 Ox1 Re d2
0.059
0.059
即：
lgK
'
lg
C C n1 n2 Ox2 Re d1
C C n2 n1 Ox1 Re d2
n1n2 '
0.059
11
根据滴定分析误差要求，反应完全程度应达99.9% 以上，未作用物应小于0.1%，代入上式中：
n2Ox1 n1 Re d2
lgK ' n1n2' 0.059
' 0.059 lg K ' 0.059 3(n1 n2 )
n1n2
n1n2
满足 lgK ' 3(n1 n2 ) 或 ' 0.059 3(n1 n2 ) / n1n2
的氧化还原反应才可用于滴定分析
12
lgK ' 3(n1 n2 ) ' 0.059 3(n1 n2 ) / n1n2
第六章 氧化还原滴定法
一、氧化还原滴定法： 以氧化还原反应为基础的滴定分析方法
二、实质： 电子的转移
1
第一节 氧化还原反应
一、氧化还原电对的电位
氧化还原反应是由两个半反应构成的
例：Zn+Cu2+
第5章氧化还原滴定法ppt课件共63页
0.059
四 化学计量点时反应进行的程度
n2O1 + n1R2
n1O2 + n2R1
要使反应达到99.9% ,即0.1%的误差
R1
O1
若n1=n2=1
10 3
O 2 10 3 R2
(E 1 0 ' E 2 0 ') 6 0 .0 5 0 .3 9 V 5
若n1=n2=2 (E 1 0 ' E 2 0 ') 6 0 .0 5 2 0 9 .1 V 8
0.7790.059lg1.81010
0.224
由于EAg/Ag在Cl-存在下的电极反应与（1）相同，所以
EAg/AgEAg/C Alg0.22V4
0`
0
碘量法测铜时，加入NaF消除Fe3+的干扰。 试计算在pH=3.0,c(F-)=0.1mol/L时， Fe3+ / Fe2+电对的条件电位（忽略离子强 度的影响），已知Fe(Ⅲ)氟化物lgß分别 为5.2; 9.2 ; 11.9。
µÎ ¶¨Çú Ïß
E/V
1.5
1.3
1.1
0.9
0.7
0.5
0
1
2
µÎ ¶¨·Ö Êý
若以条件电位表示，都用下列式子计算
Nernst公式为：
EE00.05l9goRc0 n R0cR
当c(0)=c( R)=1mol/L时得
EE0` E00.0 n5l9 go R R 0
从理论上考虑，只要知道有关组分的活度系 数和副反应系数，就可以计算电对的条件电 位。实际上，可能同时有几种副反应发生， 而有关常数不易齐全，溶液的离子强度较大 时，活度系数也难以求的，因此条件电位的 计算有时较困难。
分析化学第七讲：氧化还原滴定法
分析化学第七讲：氧化还原滴定法分析化学第七讲：氧化还原滴定法在化学分析领域中，氧化还原滴定法是一种常用的定量分析方法。
本篇文章将深入探讨氧化还原滴定法的原理、实验操作流程、应用领域以及优缺点，帮助读者更好地理解和掌握这一分析技术。
一、氧化还原滴定法的基本原理氧化还原滴定法是以氧化剂和还原剂之间的反应为基础，通过滴定计量氧化还原反应的进程来确定待测物质的含量。
其中，氧化剂是指能够夺取电子的物质，而还原剂则是指能够提供电子的物质。
在特定的实验条件下，氧化剂和还原剂的反应速率是恒定的，因此，通过滴定可以精确计算出反应物的量。
二、氧化还原滴定法的实验流程1、准备试样和试剂：选择合适的试样，准备相应的氧化剂、还原剂和指示剂。
2、滴定前的预处理：对试样进行适当的预处理，以便进行氧化还原反应。
3、滴定操作：将试样与氧化剂混合，观察反应进程，记录滴定开始至结束的时间。
4、数据记录与计算：根据实验数据计算出试样中待测物质的含量。
5、重复实验：为了确保实验结果的准确性，可能需要重复进行滴定操作。
三、氧化还原滴定法的应用领域氧化还原滴定法在许多领域都有广泛的应用，如环境保护、化工、食品、医药等。
例如，在环境保护中，可以运用该方法测定水体中的铁离子、锰离子等重金属离子的含量；在化工领域，可以用于测定原料、中间产物和最终产品的含量。
四、氧化还原滴定法的优缺点1、优点：(1) 适用范围广：氧化还原滴定法可用于测定多种物质，包括无机物和有机物。
(2) 精确度高：由于氧化还原反应的速率容易控制，因此该方法的测量精度较高。
(3) 可重复性好：多次实验的结果之间的一致性较好。
2、缺点：(1) 对实验条件要求较高：某些氧化还原反应需要在特定的实验条件下进行，如温度、压力、pH值等，对实验设备的要求较高。
(2) 反应速度较慢：某些氧化还原反应的速率较慢，需要较长的滴定时间。
(3) 干扰因素较多：例如，试样中的杂质可能会干扰氧化还原反应的进行，从而影响测量结果。
第五章-氧化还原滴定法ppt课件(全)
第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率
第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率
第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率 3、催化剂与反应速率
第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率 3、催化剂与反应速率
第五章 第一节 概述
四、氧化还原反应的速率 4、诱导反应
第五章 第一节 概述
一、氧化还原滴定的计算 1、高锰酸钾法
第五章 第五节 氧化还原滴 定计算
一、氧化还原滴定的计算 2、碘酸钾法
第五章 第五节 氧化还原滴 定计算
一、氧化还原滴定的计算 2、碘酸钾法
第五章 氧化还原滴定法
【学习小结】
基础知识：电极电位及能斯特方程 氧化还原滴定曲线 氧化还原指示剂
理论知识应用：高锰酸钾法 重铬酸钾法 碘量法 溴酸盐法
一、条件电极电位
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 1、电极电位的测量
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 2、能斯特方程式
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 2、能斯特方程式
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 2、能斯特方程式
第五章 第一节 概述
一、条件电极电位 3、有副反应发生时电对的电位
四、氧化还原反应的速率 4、诱导反应
第五章 第二节 氧化还原滴 定曲线及终点的确定
【学习要点】
一、氧化还原滴定曲线 二、氧化还原滴定用指示剂
第五章 第二节 氧化还原滴 定曲线及终点的确定
一、氧化还原滴定曲线 1、计量点时电位的计算
第五章 第二节 氧化还原滴 定曲线及终点的确定
一、氧化还原滴定曲线 1、计量点时电位的计算
Mn2++4H2O
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第5章氧化还原滴定法§5.1氧化还原反应的方向和程度5.1.1 能斯特方程 可逆氧化还原电对的电位，可用能斯特方程式表示。
例O－R氧化还原电对式中a o和a R分别为氧化态和还原态的活度；R，T和F分别为气体常数，绝对温度和法拉第常数；E和E o分别是电对的电位和标准电位，电对的电位与标准电位皆随温度变化。
一、几个术语1、可逆电对与不可逆电对氧化还原粗略地分为可逆的与不可逆的两大类。
（1）可逆电对在氧化还原的任一瞬间，都能迅速地建立起氧化还原平衡的电对，其电势基本符合能斯特方程计算出的理论电势。
可逆电对示例: Fe3+/Fe2+, Fe(CN)63-/ Fe(CN)64- ,I2/I-（2）不可逆电对不能在氧化还原反应的任一瞬间立即建立起氧化还原平衡的电对，其实际电势与理论电势相差较大。
但以能斯特方程计算所得的结果作为初步判断仍有实际的意义。
.不可逆电对示例: MnO4-/Mn2+ , Cr2O72-/Cr3+,S4O62-/ S2O32-, CO2/C2O42-,SO42-/SO32-, O2/H2O2, H2O2/H2O2、对称电对与不对称电对（1）对称电对氧化态与还原态的系数相同的电对。
对称电对示例：（2）不对称电对氧化态与还原态的系数不同的电对。
不对称电对示例:5.1.2 条件电位通过能斯特方程式与电对的电位直接相关联的是氧化剂或还原剂的浓度。
但在分析化学过程中，往往知道的或期望获得的是氧化剂或还原剂的分析浓度。
反应达到平衡时，氧化态或还原态的浓度通过相应的活度系数（γO或γR）与其平衡浓度（[O]或[R]）相关联。
考虑到副反应的发生，还必须引入相应的副反应系数（αO或αR），使平衡浓度与分析浓度（c O或c R）相关联。
例如：对于O－R氧化还原电对，有代入能斯特方程式，得E o＇称为条件电位。
它表示在一定介质条件下，氧化态和还原态的分析浓度都为1 mol.L-1时的实际电位。
在一定条件下为常数。
某些氧化还原电对的条件电位（）可从教科书的附录或手册中查得。
5.1.3 影响条件电位的因素1离子强度在氧化还原反应中，溶液的离子强度一般较大，氧化态、还原态的价态也常较高，其活度系数远小于1，条件电位与标准电位有较大的差别。
当不存在副反应时例如：电对的标准电位为0.355 v,其条件电位随着离子强度的增大而升高：离子强度/mol.kg-1 0.00064 0.0128 0.112 1.6条件电位/V 0.3619 0.3814 0.4094 0.4584可见，只有在极稀的溶液中，。
部分氧化还原电对在不同介质中的条件电位，均为实验测得值。
当缺乏相同条件下的条件电位时，可采用条件相近的条件电位。
值得注意的是，当有副反应存在时，由于各种副反应对电位的影响远比离子强度的影响大，同时离子强度的影响又难以校正（用德拜－休克尔公式计算活度系数有一定的局限性），因此，当同时存在副反应时，一般都忽略离子强度的影响，即用下式作近似计算。
2沉淀的生成对O－R氧化还原电对：还原态生成沉淀，E o升高；氧化态生成沉淀，降低。
例如，用碘量法测定Cu2+的质量分数是基于如下反应若从标准电位判断，应当是I2氧化Cu+。
事实上，Cu2＋氧化I－的反应进行得很完全。
其原因就在于生成了溶解度很小的CuI沉淀，溶液中[Cu+]极小，Cu2+/Cu+电对的电位显著增高，Cu2+成为较强的氧化剂了。
又例如，Ag+/Ag电对（E o＝0.80 V），在1 mol.L-1 HCL溶液中，由于生成AgCl 沉淀，极大地降低了[Ag+],电对的电位降低至0.23 V。
因此，在HCl溶液中，金属Ag 是相当强的还原剂。
据此制成的银还原器能还原多种物质。
3络合物的形成对O－R氧化还原电对：氧化态生成络合物，降低；还原态生成络合物，升高溶液中总有各种阴离子存在，它们常与金属离子的氧化态、还原态形成稳定性不同的络合物，从而改变了电对的电位。
一般的规律是氧化态形成的络合物更稳定，其结果是电位降低。
例如，Fe3+/Fe2+( E o = 0.77 V)电对在不同介质中的条件电位值为：介质（1mol.L-1） HClO4 HCl H2SO4 H3PO4 HF(Fe3+/Fe2+)/V 0.75 0.70 0.68 0.44 0.324溶液的酸度溶液酸度对电对的电位的影响，可以从两方面考虑。
一是不少氧化还原反应有H＋或OH－参加，有关电对的能斯特方程式中含有[H+] 或[OH-]项，酸度直接影响电位值。
二是一些物质的氧化态或还原态是弱酸或弱碱，酸度的变化将会影响其存在的形式，从而影响到电位值。
1）OH-或H＋参与的电对例如对H+参与反应的O－R氧化还原电对pH值升高时，导致E o'降低。
2）氧化态或还原态为弱酸或弱碱的电对例如3）氧化态或还原态为弱酸的电对弱酸的电离将导致电对的电位的变化式中和分别为氧化态或还原态的分布系数。
4）氧化态或还原态为弱碱的电对弱碱的酸效应将导致电对的电位的变化式中和分别为氧化态和还原态的酸效应系数。
5 例题1）.电位的计算计算1 mol.L-1 HCl溶液中＝1.00×10-2 mol.L-1, =1.00×10-3 mol.L-1时电对的电位。
解：查附录表，得在1 mol.L-1HCl介质中2）沉淀的生成计算25o C时KI浓度为1 mol.L-1,Cu2+/Cu+电对的条件电位（忽略离子强度的影响）解：查附录表，知查附录表，知3）络合物的形成计算25o C pH=3.0,=0.1 mol.L-1, Fe3+/Fe2+电对的条件电位。
（忽略离子强度的影响）解：查附录表，得知铁（Ш）氟络合物的lg~lg与lg分别为5.28，9.30，12.06，15.77查附录表，知p K a,HF=3.18查附录表，知当pH=3.0时则而4）溶液酸度计算 pH=8.0和4.00 mol.L-1HCl溶液中As(V)/As(Ш)电对的条件电位。
（忽略离子强度的影响，已知解：As(V)/As(Ш)电对的反应为查附录表，知H3AsO4的p K a1 ~ p K a3分别为2.20，7.0，11.50 HAsO2的p K a=9.22当pH=8.0时在4.00 mol .L -1HCl 溶液中 143≈AsO H δ， 133≈AsO H δ5.1.4 氧化还原反应进行的程度一、平衡常数和条件平衡常数 1平衡常数设氧化还原反应有关电对反应为反应达到平衡时， E 1=E 2即整理得到：式中n是两电对电子转移数n1与n2的最小公倍数，K即为反应的平衡常数。
2 条件平衡常数若考虑溶液中各种副反应的影响，用E o'代替E o，所得的平衡常数即为条件平衡常数，此时的活度项也应以相应的分析浓度代替。
即3 平衡常数的计算1）计算在1mol.L-1HCl介质中下列反应的平衡常数解：查附录表知，在1 mol.L-1HCl介质中故2）根据标准电极电位计算下列反应的平衡常数。
(已知)解：因为n＝5二、反应定量进行的条件设氧化还原反应有关电对反应为对于滴定反应，反应的完全度应当在99.9％以上，化学计量点时，反应定量进行的条件为1.2.3.三、化学计量点反应进行的程度到达化学计量点时，反应进行的程度可由氧化态与还原态浓度的比值来表示，该比例根据平衡常数求得。
例题计算在1 mol.L-1HCl介质中，Fe3+与Sn2+反应达到化学计量点时反应进行的程度。
解：滴定反应式为计算可得此滴定反应的条件平衡常数, （见平衡常数的计算）化学计量点时，有所以溶液中的Fe3+有99.9999％被还原至Fe2＋，所以反应很完全。
5.2氧化还原反应的速度5.2.1氧化还原反应速度的差异当从热力学角度考虑问题时，根据氧化还原电对的标准电极电位或条件电位，可以判断反应进行的方向和程度。
这里考虑的时反应进行的可行性。
当从动力学角度考虑问题时，可以发现不同的氧化还原反应进行的速率差异很大，有反应很快的，反应较快的，反应较慢的，也有反应很慢的，以至于一般认为反应不发生的。
例如：水溶液中的溶解氧O2若设水溶液pH=7.0,溶解氧浓度为10-4 mol.L-1,说明O2为中强度的氧化剂，H2O为中强度的还原剂。
O2应该很容易氧化一些强还原剂，如H2O应该很容易还原一些强氧化剂，如但实际上Ce4+与Sn2+均能存在于水溶液中。
在这里反应进行的速率起了决定作用。
反应速率缓慢的原因是由于电子在氧化剂和还原剂之间转移时，受到了来自溶液分子、各种配位体及静电排斥等各方面的阻力。
此外，由于价态改变而引起的电子层结构、化学键及组成的变化也会阻碍电子的转移。
如Cr2O72-被还原为Cr3+及MnO4-被还原为Mn2+，由带负电荷的含氧酸转变为带正电荷的水合离子，结构发生了很大的改变，导致反应速率缓慢。
5.2.2 影响反应速度的因素1反应物浓度的影响在氧化还原反应中，由于反应机理比较复杂，所以不能从总的氧化还原反应方程式来判断反应物浓度对反应速率的影响程度。
但一般来说，反应物的浓度越大，反应的速率越快。
例如，在酸性溶液中，一定量的K2Cr2O7和KI反应：增大I－的浓度或提高溶液的酸度，都可以使反应速率加快。
2 温度的影响对大多数反应来说，升高溶液的温度，可提高反应速率。
这是由于溶液的温度升高时，不仅增加了反应物之间的碰撞概率，更重要的是增加了活化分子或活化离子的数目，所以提高了反应速率。
通常溶液的温度每增高10 o C，反应速率约增大2~3倍。
例如，在酸性溶液中，MnO4－和C2O42－的反应：在室温下，反应速率缓慢。
如果将溶液加热，反应速率便大为加快。
所以用KMnO4滴定H2C2O4时，通常将溶液加热至75 ~ 85 o C。
应该注意，不是在所有的情况下都允许用升高溶液温度的办法来加快反应速率。
有些物质（如I2）具有挥发性，如将溶液加热，则会引起挥发损失；有些物质（如Sn2＋，Fe2＋等）很容易被空气中的氧所氧化，如将溶液加热，就会促进它们的氧化，从而引起误差。
在这些情况下，如果要提高反应的速率，就只有采用别的办法了。
3 催化反应在分析化学中，经常利用催化剂来改变反应速率。
催化剂有正催化剂和负催化剂之分。
正催化剂加快反应速率，负催化剂减慢反应速率。
负催化剂又叫“阻化剂”。
催化反应的历程非常复杂。
在催化反应中，由于催化剂的存在，可能新产生了一些不稳定的中间价态的离子、游离态或活泼的中间络合物，从而改变了原来的氧化还原反应历程，或者降低了原来进行时所需的活化能，使反应速率发生变化。
例如，Ce4＋氧化As(III)的反应速率很慢，但如有微量I－存在，反应便迅速进行。
反应机理可能如下：总反应：在这一反应中，I-是催化剂。
利用这一反应，可以测定低至0.05 μg的碘。