第五章 氧化还原滴定法
7氧化还原滴定法
酸度要求：弱酸性，中性，或弱碱性(pH9) 强酸性介质：I-发生氧化导致终点拖后 2I-+O2+4H+＝I2+2H2O； 淀粉水解成糊精导致终点不敏锐 强碱性介质：部分I2发生歧化反应 3I2+6OH-＝IO3-+5I-+3H2O 应用不如间接碘法广泛
(2) 间接碘法
利用 I-的还原性，将氧化性物质还原，析出定量的 I2 用 Na2S2O3标准溶液进行滴定，这种方法叫间接碘法。
Mn2+ + 4H2O
生成的Mn2+无色，便于终点观察
强酸性条件——KMnO4法常用
注：酸性调节采用H2SO4，不采用HCl或HNO3 2KMnO4+16HCl＝2MnCl2+2KCl+5Cl2+8H2O
在弱酸性、中性或弱碱性溶液中： MnO4- +2H2O+ 3e MnO2+ 4OH-
在强碱性溶液中：
KMnO4紫红色，Mn2+近于无色，无需另加指示剂，自身可 作指示剂。 (3) 高锰酸钾法缺点 标准溶液不稳定； 反应历程比较复杂，易发生副反应； 滴定的选择性较差，需严格控制滴定条件。
2. 重铬酸钾法
(1) 原理 K2Cr2O7作滴定剂 利用K2Cr2O7的强氧化性建立的滴定分析方法。 Cr2O72- + 6e + 14H+ 注意： 2Cr3+剂
自身氧化剂 特殊氧化剂 氧化还原氧化剂
1. 自身指示剂 有些滴定剂或被测物有颜色，滴定产物无色或颜色很浅， 则滴定时无须再滴加指示剂，本身的颜色变化起着指示剂的 作用，称为自身指示剂。
例：KMnO4 KMnO4标准溶液滴定FeSO4溶液 MnO4-+5Fe2++8H+ Mn2++5Fe3++4H2O 紫红色 几乎无色 KMnO4稍微过量就使被测溶液出现粉红色(观察到紫色的 浓度为2×10-6mol· L-1)
第5章 氧化-还原滴定
2、氧化还原滴定曲线 ——对称电对的滴定
氧化还原滴定原理
例 求下述滴定反应的Esp ：
2、氧化还原滴定曲线 ——对称电对的滴定 化学计量点时： n2O1 + n1R2 = n2R1 + n1O2
氧化 2
n2 n1 n2 n1
Esp
n1E1 n2 E 2 n1 n2
cO1 0.059 Esp= E1= E1 + n lg c 1 R1 Esp= E2= E2
0.059 Ox Re d 0.059 cOx lg lg n Re d Ox n c Re d
E Ox / Re d E Ox / Re d
/
0.059 Ox Re d lg n Re d Ox
/ EOx / Re d E Ox / Re d
0.059 cOx lg n c Re d
4+
氧化还原滴定原理
VCe mL 滴定分数 电势 V 说明 0.00 0.0000 不好计算 1.00 0.0500 0.60 E=EFe /Fe =0.68+0.059lgcFe /cFe 10.00 0.5000 0.68 12.00 0.6000 0.69 19.80 0.9900 0.80 19.98 0.9990 0.86 Esp=(EFe /Fe +ECe /cCe )/2 20.00 1.000 1.06 22.02 1.001 1.26 30.00 1.500 1.42 E=ECe /Ce =1.44+0.059lgcCe /cCe 40.00 2.000 1.44
条件电位（Eθ/)是氧化态与 还原态的分析浓度等于 1mol/L时的电极电位
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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模块5 氧化还原滴定法
知识点二 氧化还原反应的平衡和速率
所以反应能自左向右反应
知识点二 氧化还原反应的平衡和速率
溶液的条件改变时，氧化还原反应的方向也有可能发生改变。影响氧化还 原反应方向的因素主要有以下几个方面。 （一）溶液浓度的影响 溶液中氧化剂或还原剂的浓度发生改变时，电对的电极电位也发生改变。
知识点二 氧化还原反应的平衡和速率
知识点二 氧化还原反应的平衡和速率
知识点二 氧化还原反应的平衡和速率
知识点二 氧化还原反应的平衡和速率
知识点二 氧化还原反应的平衡和速率
四、氧化还原反应速度及其影响因素 （一）氧化剂和还原剂的性质 不同的氧化剂和还原剂，反应速度可以相差很大，这与它们的电子层结构以及反应 机理有关，并且情况复杂，不易弄清，目前多依靠实践判断。 （二）反应物的浓度 一般来说，反应物的浓度越大，反应的速度越快。例如在酸性溶液中，一定量的重 铬酸根和碘离子反应： （三）温度 通常溶液的温度每增加10℃，反应速度约提高2〜3倍。 （四）催化剂的影响 有些反应需要在催化剂存在下才能较快地进行。
模块五 氧化还原滴定法
01 能熟练利用能斯特方程式计算电极电位。
02 了解影响氧化还原反应方向和速率的因素。
掌握高锰酸钾滴定法、重铬酸钾滴定法、碘量法的基本原理，滴定 03 条件和应用。
掌握高锰酸钾标准溶液、碘标准溶液、硫代硫酸钠标准溶液的配制
04
和标定方法。
05 掌握氧化还原滴定中的基本单元，并应用基本单元进行计算。
知识点四 高锰酸钾法
知识点四 高锰酸钾法
掌握好高锰酸钾滴定法的几个条件。 1.温度 此反应随温度的升高反应速率相应加快。但温度高于900C时，会使部分H2C2O4发生分解， 使标定结果偏高。 2.酸度 为了使滴定反应能够按反应式进行，溶液必须保持足够的酸度。酸度不够时，反应产物 可能混有Mn02沉淀。酸度过大又会促使H2C2O4分解。 3.滴定速度 注意开始滴定时由于MnO2和C2O42-的反应速率极慢，故滴定速度要慢，待反应开始后 ，当有Mn2+存在时,由于Mn2=的催化作用，反应速度变快，滴定速度方可加快。 4.终点的判断 当滴定到终点后，稍微过量，溶液即呈现浅红色，保持30s不褪色即为终点。 KMn04滴定终点不太稳定，这是由于空气中的还原性物质及尘埃等杂质落于溶液中，能使KMnO4缓慢 分解而使红色消失。
第5章--氧化还原滴定法习题汇总
第5章氧化还原滴定法一、名词解释1、氧化还原滴定法：以氧化还原反应为基础的滴定方法。
2、氧化形和还原形：氧化还原反应中得到电子的物质为氧化剂，本身被还原，从氧化形变成还原形；失去电子的物质为还原剂，本身被氧化，从还原形变成氧化形。
3、电极电位：氧化还原反应中氧化剂的氧化能力和还原剂的还原能力用有关电对的电极电位衡量。
电对的电位越高，其氧化形的氧化能力越强；电对的电位越低，其还原形的还原能力越强。
4、标准电极电位：电对的半电池反应中氧化形和还原形的活度为1mol/L时的电位。
对一定的电对，标准电极电位的值仅随温度变化。
5、条件电位：在考虑离子强度以及副反应存在的条件下，氧化形和还原形的分析浓度均为1mol/L时的电位称为条件电位。
条件电位和溶液组成以及能与电对发生副反应物质有关，仅在一定条件下为常数。
二、填空题1、能应用于氧化还原滴定分析的反应（当n1=n2时），其lgK应大于等于6 ，两电对的电极电位之差应大于0.36/n V。
2、用间接碘量法测定某样品含量时，其酸度应控制在中性或弱酸性溶液中进行，且指示剂在近终点时加入，否则引起终点推迟。
3、用直接碘量法测定某样品含量时，其酸度应控制在酸性、中性或弱碱性溶液中进行，如果溶液的pH大于9 ，碘就会发生副反应。
4、氧化还原滴定中，影响反应进行方向的主要因素有盐效应，沉淀效应，络合效应和酸效应。
5、氧化还原反应完成的程度，可用反应的平衡常数的大小来衡量。
6、氧化还原反应的实质是电子的转移。
7．在氧化还原滴定法中，对于1：1类型的反应，一般氧化剂和还原剂条件电位差大于0.3～0.4V才可用氧化还原指示剂指示滴定终点；条件电位差在0.2～0.3V之间，需要用电位法确定终点；若条件电位差小于0.2V，就不能用于常规滴定分析。
三、选择题1．溶液中氧化还原反应的平衡常数和( D )无关。
A．温度B．标准电极电位C．电子得失数D．浓度2．问接碘量法中加入淀粉指示剂的适宜时间是( C )。
第五章 氧化还原滴定法
H3AsO4 + 2 H+ + 3 I = H3AsO3 + I3 + H2O
E /I = 0.54v I
2
所以当
[H+]≥1mol/L时，H3AsO4 氧化I-，反应向右进行
[H+]<10-2mol/ L时 ，I3- 氧化H3AsO3，反应向左进行
δ NH Ka 10-9.25 = [H+ ] + K = 10-10 + 10-9.25 = 0.85 a
3
[NH3]=
CNH3=0.850.1=0.085mol.L-1=10-1.07mol•L-1 NH3
Zn（NH3）=1+1[NH3]+ 2[NH3]2 +3[NH3]3+4[NH3]4 =1+102.2710-1.07+104.6110-1.072+107.0110-1.073+109.0610-1.074 =104.83
解：
(0.68 - 0.14) ×2 lgK = = 18.31 0.059
'
[Fe2+ ]2 [Sn 4+ ] [Fe2+ ]3 K ' = 1018.31 = [Fe3+ ]2 [Sn 2+ ] = [Fe3+ ]3
[Fe2+ ]3 3 3+ 3 = K ' = 1.3× 6 10 [Fe ]
反应进行得相当完全
3 4 3 3 5+
3+
+ 2 0.059 δ H AsO [H ] E ' = E + 2 lg δ H AsO
第5章 氧化还原滴定法
（3）碘量法产生误差的原因 ①溶液中H+的浓度：碘量法必须在中性或弱酸性溶液中
进行，在碱性和强酸性溶液中易发生副反应。
②I2的挥发和I-的氧化 I2的挥发和I-被空气中O2氧化成I2是碘量法产生误差
的主要原因。
1）防止I2的挥发：溶液中加入过量的KI, 使析出的I2与I-形成I3-, 可防止I2的挥发；要求含I2的溶液应在碘量瓶或带塞的玻璃容器 中暗处保存；反应一般在室温下进行，温度不能过高；滴定时 不能剧烈摇动。
③最后再用KMnO4标准溶液回滴剩余的Na2C2O4至粉红色出现,并 在0.5～1min内不消失为止,消耗KMnO4标准溶液（V’1mL ）。
5C2O4- + 2MnO4-+ 16H+
2Mn2++ 10CO2↑+ 8H2O
70 85o C
计算公式:
8
高锰酸盐指数(mgO2 —氧的摩尔质量（1/2
❖ 选择指示剂原则：应使指示剂的变色电位在滴定突跃范 围内,且应尽量使指示剂的变色电位与计量点电位一致或接近。
指示剂
颜色变化
[H+ ] = 1molgL-1 还原型
氧化型
次甲基蓝
0.52
二苯胺磺酸钠 0.85
邻苯氨基苯甲酸 0.89
邻二氮菲亚铁 1.06
无色 无色 无色 红色
天蓝色 紫红色 紫红色 浅蓝色
3) 对于含NO2-的水样,可采用叠氮化钠修正法：在浓H2SO4溶解 沉淀物之前,在水中加入数滴5% NaN3溶液,或在配制碱性KI 溶液时,把碱性KI和1% NaN3溶液同时加入,然后加入浓H2SO4。 其反应为：
2NaN3＋H2SO4= 2HN3＋NaSO4 HNO2＋HN3=N2＋N2O＋H2O
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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第五章氧化还原滴定法教学要求：1、进一步理解氧化还原反应的实质。
理解标准电极电位及条件电极电位的联系与区别。
2、了解影响氧化还原反应进行方向的各种因素，掌握反应条件对氧化还原反应进行程度的影响。
3、理解氧化还原滴定过程中电极电位和离子浓度的变化规律，掌握选择指示剂的依据。
4、掌握氧化还原滴定方法的原理和操作方法。
5、掌握用物质的量浓度计算氧化还原滴定分析结果的方法。
重点、难点：1、条件电极电位的意义及计算方法2、反应条件对氧化还原反应进行程度的影响。
3、氧化还原滴定过程中电极电位和离子浓度的变化规律4、氧化还原滴定的几种方法和分析结果的计算教学内容：第一节氧化还原反应概述：氧化还原滴定法是以氧化还原反应为基础的滴定方法。
分类：高锰酸钾法；重铬酸钾法；碘量法一个氧化还原反应能否进行，主要看两个方面：①热力学可能性⊿E②反应现实性V（动力学因素）例、==1.23v，==0.0v，⊿E＞0，但现实生活中θEθEO 2+H 2==H 2O 基本不进行。
一、条件电位：㈠、电极电位：1、氧化还原反应的本质在于电子的转移。
一物质在得到电子之前称为氧化型，一物质在得到电子之后称为还原型。
物质得失电子的能力大小由该氧化还原电对的电极电位来量度。
该电对的电极电位越高，其氧化型的氧化能力越强；该电对的电极电位越低，其还原型的还原能力越强。
2、电极电位的计算：以Ox 表示某一电对的氧化型，Red 表示其还原型，n 为电子转移数，则该电对的氧化还原半反应为Ox +ne ====Red对于可逆的氧化还原电对，其电位E 的大小符合能斯特方程，在25℃时，可表示为E==dOxd Ox a a n VE Re Re /lg 059.0+θ当a ==a ==1mol/L 时，为电极的标准态。
E==为标准电极电位。
θE标准电极电位的大小与该电对本身的性质有关，且在温度一定时为常数。
θE ①电极反应若有金属或固体参加，其活度视为常数②若有气体参加，其活度以大气压表示，标况下1atm。
㈡、条件电位：1、推导：标准电极电位不考虑离子强度及氧化型和还原型的存在形式，实际应用时误差太大。
如计算HCl 溶液中Fe（Ⅲ）/Fe（Ⅱ）体系的电极电位由能斯特方程E==dOxd Ox a a n VE Re Re /lg 059.0+θE==+0.059logθE][][2323++++Fe Fe Fe Fe γγ实际上在HCl 溶液中，存在以下副反应HCl2+4-+若用C Fe （Ⅲ）、C Fe （Ⅱ）表示溶液中Fe 3+及Fe 2+的总浓度。
则C Fe （Ⅲ）、C Fe （Ⅱ）应等于溶液中Fe 3+及Fe 2+的各个存在型体之和由能斯特方程可得E==+0.059log+0.059log C Fe （Ⅲ）/C Fe （Ⅱ）++23/FeFeEθ（Ⅲ）（Ⅱ）Fe Fe Fe Fe αγαγ⋅⋅++23当C Fe （Ⅲ）==C Fe （Ⅱ）==1mol/L 时，E==+0.059log++23/Fe Fe Eθ（Ⅲ）（Ⅱ）Fe Fe Fe Fe αγαγ⋅⋅++23、在一定条件下为一定值，则E 为常数，定义为条件电位γα‘θE==+0.059log‘θE++23/FeFeEθ（Ⅲ）（Ⅱ）Fe Fe Fe Fe αγαγ⋅⋅++232、条件电位：某氧化还原电对的条件电位是指在某一特定条件下，该电对’θd Ox E Re /氧化型Ox 的总浓度和还原型Red 的总浓度均为1mol/L（或比值C Ox /C Red =1）时的实际电位。
二、影响条件电位的因素：㈠、离子强度㈡、沉淀的生成：对于某一电对，如果加入一种可以与氧化型或还原型生成沉淀的试剂，则由于相应的游离态浓度的变化，将使其电极电位发生改变。
若氧化态生成沉淀，将使电对的电位降低，而还原态生成沉淀则结果相反。
㈢、络合物的形成：在某一电对中，如果有能与氧化型或还原型生成络合物的试剂存在，则从E 的定义式可见，它们的副反应系数必然会改变，从而影响到条件电位，有时甚至可以改变反应的方向。
㈣溶液的酸度：1、有些氧化还原半反应有H 或OH 参加，此时溶液的酸度将直接影响其电位。
2、一些电对的氧化态或还原态是弱酸或弱碱，溶液的酸度因影响其存在的型体而影响相应的电位的大小。
三、氧化还原反应进行的程度：氧化还原反应进行的程度可以用平衡常数K 来衡量。
其与有关电对的标准电极电位有关。
1、公式VE E n K 059.0log 21）（‘’‘θθ−=对于某一氧化还原反应，n 为定值，故两电对的条件电位之差愈大，K 愈大，表明反应进行的越完全。
2、滴定分析的判据：对于n 1=n 2=1的反应，则logK≥6在氧化还原反应中，平衡常数的大小只能表示反应进行的程度，并不能说明反应的速率。
氧化还原反应的速率较慢的主要原因是其反应机理比较复杂，另外氧化还原反应往往不是一步而是分步完成的。
一、影响氧化还原反应速率的因素：1、反应物的浓度：一般来说，反应物的浓度愈大，反应的速率也愈快。
2、温度：温度的升高使活化分子或活化离子在反应物中的比例增高，从而加快了反应的速率。
3、催化剂二、催化作用和诱导作用㈠、催化作用：在分析化学中，经常利用催化剂来改变反应的速率。
正催化剂可加快反应速率；负催化剂则减慢反应速率，故有称阻化剂。
自身催化：开始时由于没有催化剂存在，反应速率较慢；随着反应的进行，作为催化剂的生成物从无到有，浓度逐渐增大，反应速率也逐渐加快；然后由于反应物的浓度越来越低，反应速率又逐渐降低。
㈡、诱导作用：在氧化还原反应中，一种反应的进行，能够诱发和促进另一种反应的现象，称为诱导作用。
前一种反应称为初级反应或诱导反应，后者则称为受诱反应。
㈢、诱导作用和催化作用的异同：相同处：均可大大加快反应速率；不同处：催化剂参加反应后并不改变其原来的组成和形态；但在诱导作用中，诱导体参加反应后变为其他物质。
第二节氧化还原滴定在氧化还原滴定中，随着滴定剂的加入和反应的进行，反应物的氧化态和还原态的浓度逐渐降低，体系的电位也随之不断改变，这种变化可以用氧化还原滴定曲线来表示。
酸碱滴定曲线反映出滴定体系PH 的变化；配位滴定曲线反映出滴定体系PM 的变化；氧化还原滴定曲线则反映出滴定体系E 的变化。
一、可逆氧化还原体系滴定曲线的计算：横坐标：标准溶液的加入体积或滴定百分数纵坐标：滴定体系的电极电位的变化例：在1mol/LH 2SO 4介质中，以0.1000mol/LCe 4+溶液滴定20.00ml0.1000mol/LFe 2+溶液。
㈠、滴定前：体系为0.1000Fe 2+溶液，因空气中O 2的作用，溶液中必然存在极少量的Fe 3+，但由于不知其确切浓度，故无法计算体系的电位。
㈡、滴定开始到化学计量点前：此时溶液中存在Ce 4+/Ce 3+和Fe 3+/Fe 2+两个电对，由于加入的Ce 4+几乎全部转化为Ce 3+，极小，不易求得，由此（Ⅳ）Ce C 应采用铁电对来计算。
+++×=44201000.0Ce Ce Fe V V C （Ⅲ）+++−×=441000.0Ce Ce Fe V V V V C ）（（Ⅱ）由能斯特方程可计算出某一点的电位值㈢、化学计量点：此时Ce 和Fe 的浓度均很小，但两者的电位相等。
可得出2//’‘（Ⅱ）（Ⅲ）（Ⅲ）（Ⅳ）θθFe Fe Ce Ce SP EEE +=㈣、化学计量点后：此时Ce 4+过量，溶液中的Fe 2+几乎全部被氧化成Fe 3+，C Ce （Ⅱ）不易求得，由此采用铈电对计算。
VC Ce +×=20201000.0（Ⅲ）20201000.0+−×=V V C Ce ）（（Ⅳ）由能斯特方程可计算出某一点的电位值三、计算化学计量点电位的通式1、对于一般的氧化还原滴定反应：21122112Re Re Ox n d n d n Ox n +===+可得即化学计量点的电位的计算公式。
21'22'11n n E n E n E sp ++==θθ公式中：氧化剂和还原剂电对的条件电位’‘、θθ21E E n 1、n 2：氧化剂和还原剂得失的电子数。
注意：该公式只适用于参加滴定反应的两个电对都是对称电对的情况。
（对称电对：是指在该电对的半反应方程式中，氧化型与还原型的系数相等。
）2、突跃范围电位的计算：-0.1%时的电位：2'2%1.0059.03n VE E ×+=−θ+0.1%时的电位：1'1%1.0059.03n VE E ×−==+θ滴定突跃⊿E==⊿2121059.03n n n n E ）（‘+××−θ滴定突跃大小主要由两电对的条件电位之差⊿来决定，同时也与两电对的电子‘θE 转移数n 1和n 2有关。
3、滴定曲线分析：⑴、当n 1==n 2时，才有E SP ==，此时计量点正好处于滴定突跃的中点，221’‘θθE E +滴定曲线在计量点的前后是对称的。
当n 1≠n 2时，则E SP 将偏向n 值较大的电对的条件电位一方，且n 1和n 2相差愈大，计量点偏离中点越多。
⑵、影响因素：两电对的条件电位之差介质不同也改变曲线的位置和滴定突跃的长短。
一、氧化还原指示剂：氧化还原指示剂是一类本身具有氧化还原性质的有机试剂，其氧化型与还原型具有不同的颜色。
1、指示剂的变色原理：进行氧化还原滴定时，在化学计量点附近，指示剂或者由氧化型转变为还原型，或者由还原型转变为氧化型，从而引起溶液颜色突变，指示终点。
In（Ox）+ne ====In（Red）)(Re )('lg059.0d In Ox In Inc c n E E ±==θ为指示剂在一定条件下的条件电位。
'θIn E 当浓度比时，溶液呈现氧化型的颜色；10/)(Re )(>d In Ox In C C 当浓度比时，溶液呈现还原型的颜色；1.0/)(Re )(〈d In Ox In C C 当浓度比0.1≤≤10时，能明显观察到溶液颜色的变化。
)(Re )(/d In Ox In C C 2、理论变色范围：nE In 059.0'±θ3、指示剂的选择原则：应使其值处于体系的滴定突跃范围之内，并尽量使之与'θIn E 化学计量点电位E SP 一致，以减少终点误差。
三、常用指示剂：1、二苯胺磺酸钠：滴定Fe 2+时常用的指示剂。
E====0.85==0.82—0.88n E In059.0'±θ2059.0±用Ce 4+滴定Fe 2+时，滴定突跃为0.86—1.26采用的措施：加入一些H 3PO 4，使之与Fe 3+形成稳定的络合物Fe（HPO 4）+，从而降低Fe（Ⅲ）/Fe（Ⅱ）电对的电位，使突跃范围扩大，指示剂的变色点落入其中。