氧化还原滴定
氧化还原滴定法测含量
氧化还原滴定法测含量介绍氧化还原滴定法是一种常用的化学分析方法，用于测定溶液中某种物质的含量。
本文将深入探讨氧化还原滴定法的原理、操作步骤、实验注意事项以及常见应用领域。
原理氧化还原滴定法基于氧化还原反应原理，通过滴定溶液中的氧化剂和还原剂，测定其中一个物质的浓度。
在滴定过程中，通过滴加标准溶液来控制反应的进行，并根据滴定终点的颜色变化或电位变化来确定滴定的终点。
操作步骤氧化还原滴定法的操作步骤如下：1.准备滴定仪器和试剂：包括滴定管、移液器、标准溶液等。
2.倒取待测溶液：根据实验要求，取得适量的待测溶液。
3.加入指示剂：根据具体滴定反应，加入适量的指示剂，以便观察滴定终点的变化。
4.开始滴定：使用滴定管滴加标准溶液到待测溶液中，同时轻轻搅拌溶液，直至观察到颜色变化或电位的变化。
5.记录滴定结果：记录滴定所需的标准溶液体积，计算出待测溶液中目标物质的含量。
实验注意事项在进行氧化还原滴定法实验时，需要遵守以下注意事项：1.准备充分：确保实验仪器和试剂的准备充分，以避免实验误差。
2.严格控制滴定速度：滴定过程中，需要控制滴定速度，以保证滴定终点的准确性。
3.注意溶液的混合均匀：在滴定过程中，需要用玻璃杯或搅拌棒轻轻搅拌溶液，保证溶液的混合均匀。
4.确定滴定终点：滴定终点的判断非常重要，可以通过颜色变化、电位变化等方式来确定滴定终点。
5.计算结果精确：根据滴定实验所需的标准溶液的体积，计算待测溶液中目标物质的含量时，需要注意精确计算，避免误差。
应用领域氧化还原滴定法具有广泛的应用领域，包括但不限于以下几个方面：1.食品分析：氧化还原滴定法被广泛应用于食品中某种物质的含量测定，例如测定果汁中的维生素C含量。
2.环境监测：对于水体、大气等环境样品中的污染物含量测定，氧化还原滴定法是常用的分析方法之一。
3.医药分析：在药物研究和检测中，氧化还原滴定法可以用来测定药物中某种有机物的含量。
4.工业分析：氧化还原滴定法在工业生产过程中，可以用于测定各种原料和成品中特定成分的含量。
氧化还原滴定法
Re d
[Re d ]
'Ox/ Re d
Ox / Re d
0.0592 V（lg n
Ox lg [Ox] ）
Re d
[Re d ]
0.0592V（ lg Ox ），在离子强度一定时为一常数。
n
Re d
'Ox/ Re d
（ Ox/ Re d
0.0592 V n
A、离子本身所带的电荷数
所属离子本身所带的电荷数越大，其活度系数就越小。
B、所述离子溶液中的总离子强度
所述离子溶液中的总离子强度越大，其活度系数就越小。
因此，活度系数的求值，必须考虑上述两种因素！
（1）、查表
Z
γ I 10-4
1
0.99
2
0.95
3
0.90
10-3
0.96 0.86 0.72
10-2
lg
Ox ） 0.0592 V lg [Ox]
Re d
n
[Re d ]
'Ox / Re d
'Ox / Re d
0.0592 V n
lg [Ox ] [Re d ]
'：标准条件电极电位( P437，附录八)
lg Ox 0； Re d
虽然由于离子的水合作用和极性溶剂的绝缘作用，使 得水溶液中离子间的相互作用力大大减弱了，但他们并没 有完全消除。依然存在着“残余的离子间引力”。作为电 离载体的功能而言，残余的离子间引力阻止了离子在表观 上作为独立的颗粒。使之不能有效自由扩散或传导电流。
2、活度和活度系数
（1）、活度：离子在溶液中起作用的有效浓度或表观浓度。
《氧化还原滴定法》课件
酚酞指示剂
在弱酸性条件下，由无色变为粉红色，常用于 测定氧化剂和还原剂的滴定。
甲基橙指示剂
在酸性条件下，由红色变为黄色，常用于测定 还原剂的滴定。
二溴酚蓝指示剂
在强酸性条件下，由黄色变为蓝色，常用于测 定氧化剂和还原剂的滴定。
邻苯二酚指示剂
在碱性条件下，由无色变为蓝色，常用于测定 氧化剂的滴定。
常用的滴定试剂及其应用
滴定的控制误差和计算结果的 处理
滴定的控制误差主要包括滴定试剂的误差、指示剂的误差和操作误差。
为了减小滴定的误差，可以使用称量精确的试剂、选用敏感的指示剂，并尽 量减小搅拌或振荡时的人为误差。
滴定法在分析化学中的应用
滴定法广泛应用于分析化学中，可用于测定无机化合物、有机化合物、电解 质和非电解质的含量和浓度。
《氧化还原滴定法》PPT 课件
本课件将介绍氧化还原滴定法的基本原理，滴定的步骤和操作要点，常见的 氧化还原指示剂，以及常用的滴定试剂及其应用。
此外，我们还会学习如何计算滴定反应的过量试剂量，控制滴定误差以及处 理计算结果，并深入探讨滴定法在分析化学中的应用。
滴定的基本原理
滴定法是一种常用的定量分析方法，通过滴定试剂与被测物质进行化学反应，确定被测物质的含量。 滴定的速反应达到滴定终点，从而确定被 测物质的浓度。
滴定法具有快速、准确、经济的特点，是定量分析的重要手段，被广泛应用 于实验室和工业生产中。
高锰酸钾溶液
碘溶液
硫代硫酸钠溶液
常用于测定还原剂的浓度和含量。 常用于测定还原剂的浓度和含量。 常用于测定氧化剂的浓度和含量。
计算滴定反应的过量试剂量
滴定反应的过量试剂量是指在滴定终点之后，滴定试剂继续滴定并加入到被滴定溶液中的体积。 计算过量试剂量的方法是基于滴定反应的立方方程式，并考虑到滴定试剂的浓度和滴定反应的摩尔比例。
氧化还原滴定知识点总结
氧化还原滴定知识点总结一、氧化还原滴定的基本原理氧化还原滴定即以氧化还原反应为依据进行滴定分析的方法。
氧化还原反应是指化学反应中发生电子的转移或交换的过程。
一般情况下，含有氧化还原反应的物质被称为氧化剂和还原剂。
在氧化还原反应中，氧化剂是从其他物质中接受电子的物质，它具有增加氧合物中氧原子或减少碱金属离子价态的性质，而还原剂则是具有捐赠电子的性质，其自身在化学反应中会氧化。
常见的氧化还原反应有氧化氢气（H2O2）、碘酸盐和还原反应、铁离子和铁氰化钾的还原反应等。
氧化还原滴定的基本原理是根据氧化还原反应物质的定量关系，通过一种含有已知浓度的氧化剂或还原剂的溶液称为滴定液，将之滴定到含有还原剂或氧化剂的被测溶液中，当被测溶液中的还原剂或氧化剂和滴定液中的氧化剂或还原剂发生滴定反应达到等当点时，滴定液中氧化剂或还原剂的浓度与被测溶液中还原剂或氧化剂的浓度成定量关系。
这种方法是通过观察氧化还原反应的滴定过程中的颜色变化来判断滴定的等当点。
二、氧化还原滴定的方法步骤1. 准备滴定装置和试剂氧化还原滴定的基本装备主要包括滴定管、滴定瓶、比色皿、酒精灯和胶头滴管等。
在进行滴定前需要准备好所需的滴定液、指示剂、被测溶液等试剂。
另外，要准确称取所需的滴定液和被测溶液。
2. 调试示数法将所需的清洁滴定瓶挂在滴定架上，观察滴定管是否漏水或气泡，确定滴定的刻度清晰可见。
然后使用洗净的胶头滴管，在滴定管中放入滴定液，并在试管中加入适量的指示剂。
3. 滴定反应将滴定液滴定到用于滴定的试管中，同时搅拌被测液，直到反应达到等当点。
在反应接近终点时，要以每滴一滴速度滴加滴定液，并不断搅拌被测液，以便准确观察颜色的变化。
4. 记录结果在反应达到终点后，应立即记录滴定过程中滴定液的体积，然后根据已知滴定液的浓度以及反应的化学方程式计算出被测溶液中所含氧化剂或还原剂的浓度。
三、常见氧化还原滴定的指示剂1. 淀粉指示剂：常用于碘酸钾和亚硫酸钠的滴定中，淀粉与碘之间有络合变色反应，因此被用作指示剂。
氧化还原滴定
K2Cr2O7易于提纯，可以直接准确称取一定重量干燥纯 净的K2Cr2O7，准确配制成一定浓度的标准溶液； K2Cr2O7溶液相当稳定，只要保存在密闭容器中，浓度 可长期保持不变； 不受Cl－还原作用的影响，可在盐酸溶液中进行滴定。
重铬酸钾法有直接法和间接法。 应用K2Cr2O7标准溶液进行滴定时，常用氧化还原指示 剂，例如二苯胺磺酸钠或邻苯氨基苯甲酸等。
3 . 专属指示剂
专属指示剂:有些物质本身并不具有氧化还原性，但 它能与滴定剂或被测物产生特殊的颜色，因而可指示 滴定终点。 例如，可溶性淀粉与I2生成深蓝色吸附配合物，反应 特效而灵敏，蓝色的出现与消失可指示终点。又如以 Fe3＋滴定Sn2＋时，可用 KSCN 为指示剂，当溶液出现 红色，即生成Fe(Ⅲ)的硫氰酸配合物时，即为终点。
高锰酸钾法的指示剂：自身指示剂 KMnO4 。 高锰酸钾法的优点：KMnO4氧化能力强，应用广泛。但 滴定时要严格控制条件。 KMnO4标准溶液的配制与标定：间接配制法，可用还原 剂作基准物来标定，H2C2O4· H2O、Na2C2O4、 Fe(SO4)2(NH4)· 6H2O等都可用作基准物。其中草酸钠不含结晶 水，容易提纯，是最常用的基准物质。 在H2SO4溶液中，MnO4-与C2O42－的反应为：
在不同酸性溶液中电极电势不同 在c(HClO)=1.0mol/L的高氯酸溶液中 ’(Cr2O72－/Cr3+)=1.025V 在c(HCl)=1.0mol/L的盐酸溶液中 ’(Cr2O72－/Cr3+)=1.00V 因此重铬酸钾法需在强酸条件下使用能测定许多无机物 和有机物。此法具有一系列优点：
8.4.2 高锰酸钾法
1. 概述
高锰酸钾是强氧化剂。 在强酸性溶液中，KMnO4还原为 Mn2+： MnO4- + 8H+ + 5e Mn2+ + 4H2O =1.507 在中性或碱性溶液中，还原为MnO2： MnO2 + 4OH- =0.595V MnO4- + 2 H2O + 3e 在NaOH浓度大于2mol · L－1的碱性溶液中，被还原为MnO42MnO42 =0.57V MnO4- + e 所以高锰酸钾法一般都在强酸条件下使用。
氧化还原滴定
C θ Ce (IV) VO = V
E = E2
θ'
θ'
C Fe(III) C Fe(II)
T = 100 − T
T% = 50% T% = 99.9%
50 θ' + 0 .059 lg = E2 100 − 50
E = 0.68v E = 0.86v
99.9 ' E = E2 + 0.059lg = E2 + 0.059×3 0.1
氧化还原电对 a. 可逆氧化还原电对 可迅速建立起氧化还原平衡， 可逆氧化还原电对:可迅速建立起氧化还原平衡 可迅速建立起氧化还原平衡， 其电势基本符合Nernst公式计算的理论电势 公式计算的理论电势. 其电势基本符合 公式计算的理论电势 例如： 例如：Fe3+/Fe2+, Fe(CN)63-/Fe(CN)64-， I2/Ib. 不可逆氧化还原电对：不能在氧化还原反应的任 不可逆氧化还原电对： 一瞬间建立起真正的平衡，其实际电势与 一瞬间建立起真正的平衡，其实际电势与Nernst 公式计算的理论电势相差较大。 公式计算的理论电势相差较大。 例如:MnO4-/Mn2+， Cr2O72-/Cr3+， S4O62-/S2O32-, 例如 CO2/C2O42-， O2/H2O2， H2O2/H2O
滴定曲线计算 滴定前 滴定开始至化学计量点前 Ce (IV) C (Ce (IV)) 未知 Ce (III) C (Ce (III))
Ce 4 + + Fe 2 + = Ce 3 + + Fe 3+
Fe (III) / Fe (II) 滴定百分数为 T%时 时 Fe (II) C (Fe (II)) Fe (III) C (Fe (III))
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
氧化还原滴定法
' Ce 4 /Ce 3
sp
2
滴 定 突
1.06V 跃
范 围
Sp后 (+0.1%)
lg Ce4/Ce3
' Ce 4 /Ce 3
0.059
103
1.26V
2.转移电子数 n1≠n2, 但同一元素氧化态和还原 态系数相等。 例：2Fe3+ + Sn2+ = 2Fe2+ + Sn4+ (1mol/LHCl中）
0.059 n
In
In
0.059 n
（1）指示剂变色的电位范围：
In
In
0.059 n
或
In
' In
0.059 n
（2）氧化还原指示剂选择原则：
'
Sp
In
2.自身指示剂：标准溶液或被滴物质 本身颜色变化来指示终点。
2MnO4- + 5C2O42- + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O
' 0.68V Fe3 / Fe2
1.化学计量点前： 有剩余Fe2+
Fe3 / Fe2
设滴加Ce4+ 19.98ml （- 0.1%相对误差）
Ce4+ + Fe2+ = Ce3+ + Fe3+
0.1%C
99.9%C
Fe3 / Fe2
' Fe3 / Fe2
0.059lg
CFe3 CFe2
诱导反应
A. 5 Fe2+ + MnO4- + 8 H+ = 5 Fe3+ + Mn2+ + 4 H2O
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氧化还原滴定第七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：§7-1 氧化还原平衡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；铈量法；溴酸盐法和钒酸盐法。
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θE==1.23v，θE==0.0v，⊿E＞0，但现实生活中O2+H2==H2O 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。
物质在得到电子之前称为氧化型，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（电池）反应可表示为： Ox + ne ====Red 如果半（电池）反应均相、可逆，其电极电位E ，可用能斯特方程计算，在25℃时，可表示为E ==d Ox d Ox a a n V E Re Re /lg 059.0+θ 当Ox d Ox a a n V E Re Re /lg 059.0+θ==d Ox d Ox a a n V E Re Re /lg 059.0+θ==1mol/L 时，为电极的标准态。
E==θE 为标准电极电位（相对与标准氢电极的电位）。
标准电极电位θE的大小与该电对本身的性质有关，且在温度一定时为常数。
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==d Ox d Ox a a n V E Re Re /lg 059.0+θ E==θE +0.059log ][][2323++++Fe Fe Fe Fe γγ实际上在HCl 溶液中，存在以下副反应HCl Fe 3+----------------------Fe 2+Fe （OH ）2+ FeCl 4- FeCl + Fe （OH ）+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==++23/Fe Fe E θ+0.059log （Ⅲ）（Ⅱ）Fe Fe Fe Fe αγαγ??++23+0.059log C Fe （Ⅲ）/ C Fe （Ⅱ）当C Fe （Ⅲ） == C Fe （Ⅱ）==1mol/L 时，E==++23/Fe Fe E θ+ 0.059log （Ⅲ）（Ⅱ）Fe Fe Fe Fe αγαγ??++23γ、α在一定条件下为一定值，则E 为常数，定义为条件电位‘θE ‘θE ==++23/Fe Fe E θ+ 0.059log （Ⅲ）（Ⅱ）Fe Fe Fe Fe αγαγ??++232、条件电位：某氧化还原电对的条件电位’θd Ox E Re /是指在某一特定条件下，该电对氧化型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，校正各种影响因素的实际电位。
在条件不变时，条件电极电位为一常量。
由此，可求一个半电池的电极电位。
E == ’θd Ox E Re /d Ox f C C n E E Re 0lg 059.0+=标准电极电位与条件电位的关系，与络合反应中绝对形成常数K 和条件形成常数K ˊ的关系相似。
显然，分析化学中引入条件电位之后，处理实际问题就比较简单，也比较符合实际情况。
可是，到目前为止，还有许多体系的条件电位没有测量出来。
当缺少相同条件下的条件电位值，可采用条件相近的条件电位值。
但是，对于尚无条件电位数据的氧化还原电对，只好采用标准电位来作粗略的近似计算。
本书在处理有关氧化还原反应的电位计算问题时，为了讨论问题的方便，一般仍采用标准电极电位。
例7-1 和例7-2，p203二、影响条件电位的因素：㈠、离子强度由条件电位的定义式,对同一电对,离子强度不同,条件电也不同。
但在实际计算中,由于活度系数不易计算,可近似认为等于1。
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。
如KMnO 4、K 2Cr 2O 7和(NH 4)2S 2O 8等氧化剂的氧化作用必须在酸性溶液中才能发生，而且酸度越大其氧化能力越强。
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次序在分析工作的实践中，经常会遇到溶液中含有不止一种还原剂或不止一种氧化剂的情形。
例如，测定Fe 3+时，通常先用SnCl 2还原Fe 3+为Fe 2+，而Sn 2+总是要过量的，因此，溶液中就有Sn 2+和Fe 2+两种还原剂。
若用K 2Cr 2O 7标准溶液滴定该溶液时，由下列标准电位可以看出，Cr 2O 72-是其中最强的氧化剂，Sn 2+是最强的还原剂；滴加的Cr 2O 72-首先氧化Sn 2+，只有将Sn 2+完全氧化后，才能氧化Fe 2+。
因此，在用K 2Cr 2O 7标准溶液滴定Fe 2+前，应先将过虽的Sn 2+除去。
上例清楚地说明，溶液中同时含有几种还原剂时，若加入氧化剂，则首先与溶液中最强的还原剂作用。
同样地，溶液中同时含有几种氧化剂时，若加入还原剂，则首先与溶液中最强的氧化剂作用。
即在适宜的条件下，所有可能发生的氧化还原反应中，标准电极电位相差最大的电对间首先进行反应。
因此，如果溶液中存在数种还原剂，而且各种还原剂电对的电极电位相差较大，又无其他反应干扰，则与其他几种滴定分析法的分步滴定类似，可用氧化剂分步滴定溶液中各种还原剂。
四、氧化还原反应进行的程度：在定性分析的学习中，遇到的氧化还原反应很多。
但并非所有的氧化还原反应都能用于滴定分析。
滴定分析要求氧化还原反应要能定量地完成。
对于一般氧化还原反应，可以通过计算反应达到平衡时的平衡常数来了解反应进行的程度。
即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V E 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≥6K 越大，反应越完全。
K 到底达到多少，对于我们利用氧化还原反应来测定物质时，认为是已经反应完全呢？以n 1=n 2=1时来讨论O x1 ＋Red 2 ＝ Red 1＋ O x2由于滴定分析的允许误差为0.1%，在终点时反应产物的浓度必须大于或等于反应物原始浓度的99.9％，即平衡时，各型体浓度的关系应为：32231110%1.0%9.99][Re ][10%1.0%9.99][][Re ≥≥≥≥d Ox Ox d 6lg 10]][Re []][[Re 62121≥≥=K K d Ox Ox d K 059.0)(lg 021021E E n n K -= 则：E 10－E 20≥0.35V ，我们一般认为E 10－E 20≥0.40V 时，可以用于滴定分析。
§7-2 氧化还原反应的速率在氧化还原反应中，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。
根据阿仑尼乌斯公式，温度升高10℃，速度提高2-4倍。
3、催化剂：在催化剂存在下，产生一些不稳定的中间体（离子、游离基或中间体）改变原来的氧化还原反应历程，或是降低反应所需活化能，使反应速度发生变化。
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。
例如，在配制SnCl 2试剂时，加入甘油，目的是减慢SnCl 2与空气中氧的作用；配制Na 2S 2O 3试剂时，加入Na 2S 2O 3也可以防止SO 32—与空气中氧的作用。
负催化剂也具有一定的氧化还原性，它们的存在，能减慢某些氧化还原反应的反应速度。
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。
催化反应的机理非常复杂。
在催化反应中，由于催化剂的存在，可能新产生了一些的中间价态的离子、游离基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反应时所需的活化能，使反应速度发生变化。
例如，在酸性溶液中，用Na2C2O4标定KMnO4溶液的浓度时，其反应为：2MnO4— + 5C2O42—+ 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2↑+ 8H2O此反应较慢，若加入适量的Mn2+，就能促使反应速度地进行。
通常情况下，即使不加入Mn2+，而利用MnO4—和C2O42—和反应后生成微量的Mn2+作催化剂，也可以加快反应速度。
这种生成物本身起催化剂作用的放应，叫做自身催化剂。