分析化学四大滴定总结
四大滴定归纳总结教程文件
酸碱中和滴定一、酸碱中和滴定原理1.定义：用已知物质的量浓度的酸（或碱）来测定未知物质的量浓度的碱（或酸）的实验方法。
2. 酸碱中和滴定原理（1）实质：H+ +OH－= H2O（2）原理：在中和反应中使用一种已知物质的量浓度的酸（或碱）溶液与未知物质的量浓度的碱（或酸）溶液完全中和，测出二者所用的体积，根据化学方程式中酸碱物质的量比求出未知溶液的物质的量浓度。
（3）关键：①准确测定两种反应物的溶液体积；②确保标准液、待测液浓度的准确；③滴定终点的准确判定（包括指示剂的合理选用）（4）酸、碱指示剂的选择二、中和滴定所用仪器酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等①酸式滴定管用于盛装酸性、中性或强氧化性溶液，不能盛装碱性溶液或者氢氟酸（它们易腐蚀玻璃）。
②碱式滴定管用于盛装碱性溶液，不能盛装酸性和强氧化性溶液（它们易腐蚀橡胶）。
三、试剂：标准液、待测液、指示剂；指示剂的作用：①标准液：已知准确物质的量浓度的酸或碱溶液；②待测液：未知物质的量浓度的酸或碱溶液③通过指示剂的颜色变化来确定滴定终点。
④指示剂的选择：变色要灵敏、明显，一般强酸滴定强碱用甲基橙，强碱滴定强酸用酚酞。
四、中和滴定的操作（以标准盐酸滴定NaOH为例）Ⅰ、准备：（1）滴定管：————精确到小数点后两位如：24.00mL、23.38mL①检验酸式滴定管是否漏水②洗涤滴定管后要用标准液洗涤2~3次，并排除管尖嘴处的气泡③注入标准液至“0”刻度上方2~3cm处④将液面调节到“0”刻度（或“0”刻度以下某一刻度）（2）锥形瓶：只用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗Ⅱ、滴定：（4）滴定滴定管夹在夹子上，保持垂直右手持锥形瓶颈部，向同一方向作圆周运动而不是前后振动左手控制活塞（或玻璃球），注意不要把活塞顶出Ⅲ、计算：每个样品滴定2~3次，取平均值求出结果。
Ⅳ、注意点：①滴速：滴加速度先快后慢，后面可半滴，当接近终点时，应一滴一摇同时眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化. 直至溶液颜色变化，且30S 内颜色不复原，此时再读数。
配位滴定法
配位滴定法
以络合反应(形成配合物)反应为基础的滴定分析方法，又称配位滴定。
络合反应广泛地应用于分析化学的各种分离与测定中，如许多显色剂,萃取剂,沉淀剂,掩蔽剂等都是络合剂。
分析化学中的四大滴定即：氧化还原滴定，络合滴定，酸碱滴定，沉淀滴定。
四大滴定的区分主要是根据反应的类型，以及是否便于测定。
比如，氧化还原滴定主要用于氧化还原反应，沉淀滴定主要用于反应中产生沉淀的反应，酸碱滴定主要用于酸性物质与碱性物质的反应或者广义上的路易士酸，而络合滴定则主要用于络合反应的滴定。
四大滴定比较与总结
生成有色沉淀
与反应物发生可逆颜色反应
沉淀对有机染料吸附而变色
指示剂游离态与配合态颜色不同
应用
1氮的测定
2混合碱的测定
3酸碱浓度的测定
1高锰酸钾法
2碘量法
3高铬ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ钾法
4溴酸钾法
1岩盐中可溶性氯离子的测定
2银的测定
3混合离子的测定
1锌的测定
2钙、镁的测定
相同点
1、反应定量进行，且进行彻底。
四大滴定比较与总结
酸碱滴定
氧化还原滴定
沉淀滴定
配位滴定
基本反应
酸碱反应
H++B-=HB
氧化还原反应
Ox1+ne-=Red1
Red2-ne-=Ox2
沉淀反应
Ag++X-=AgX↓
络合反应
M+Y=MY
滴定曲线纵坐标
pH
电极电位E
沉淀/离子的量
金属离子浓度
稳定常数
酸
碱
条件平衡常数
Ksp=[M+]m×[X-]n
准确滴定的条件
cKa/b≥10-8
ΔφΘ’≥0.059×3（a+b）/n
S要小
lgcMsp×K’MY≥6.0
影响滴定突跃的因素
酸碱的浓度。
酸碱的强度
溶剂的电离度
1条件电位差
2盐效应
3生成沉淀
4生成配合物
5酸效应
1沉淀溶解度S
2指示剂的用量
3溶液的酸度
4其它沉淀的干扰
1配合物的条件稳定常数
2副反应系数，包括
2、反应速度快。
3、有比较简便的方法确定反应终点。
作业四大滴定
四大滴定总结项目酸碱滴定氧化还原滴定配位滴定沉淀滴定相同点（1）通过加入标准溶液的物质的量与待测组分的物质的量符合反应式的化学计量关系，然后根据标准溶液的溶度和所消耗的体积，计算出待测组分的含量。
（2）以化学反应为基础。
（3）按照测定方法，可分为直接滴定法和间接滴定法（4）反应应该进行完全（>=99.9%）（5）判断终点的方法有指示剂法和电位滴定法不同点反应反应的原理不同，酸碱中和滴定是利用酸碱中和，氧化还原滴定是利用氧化还原反应，配位滴定是一般利用不同和物质之间的配位能力不同，和配体的取代。
沉淀滴定主要是利用不用的难溶物的溶度积不同，及沉淀和转化。
化学反应基础质子传递反应氧化还原反应配位反应沉淀反应平衡理论基础酸碱质子理论酸碱解离平衡氧化还原平衡理论配位平衡理论沉淀反应平衡指示剂的选择有机弱酸或弱碱1氧化还原指示剂2自身指示剂3专属指示剂配位指示剂①摩尔法——铬酸钾②佛尔哈德法——铁铵矾③法扬司法——吸附指示剂指示剂作用原理当溶液的pH改变时，指示剂由于结构的改变而发生颜色的改变①：本身具有氧化还原性质的有机化合物，它的氧化态和还原态有不同颜色，他能因氧化还原作用而发生颜色变化②本身的颜色变化起着指示剂的作用③参加某一特殊反应或者与某一特殊反应物接触，发生颜色变化指示剂与金属离子形成有色配合物，其颜色与游离指示剂不同，因而能指示滴定过程中金属离子浓度的变化①AgCl的溶解度比Ag2CrO4小，用AgNO3溶液滴定过程中，首先生成AgCl沉淀，待AgCl定量沉淀后，过量的一滴AgNO3溶液立即与K2CrO4反应，并立即形成砖红色的Ag2CrO4沉淀，指示终点到达②滴定过程中首先生成白色的AgSCN沉淀。
到达化学计量点附近，Ag+浓度迅速降低，SCN-浓度迅速增加，待过量的SCN-与铁铵矾中的Fe3+反应生成红色的FeSCN2+配合物，即指示终点的到达③吸附指示剂吸附Ag+发生结构变化，导致颜色变化指示终满足滴定的条件滴定反应为酸碱反应滴定反应为氧化还原反应且反应进行的程度高配位反应进行得完全，副反应系数小①生成的滴定应具有的恒定的组成，而且溶解度必须很小②沉淀反应必须迅速定量地完成③能够用适当的指示剂或其他方法确定滴定的终点一、酸碱滴定示例强碱滴定强酸--NaOH滴定HCl 强酸滴定强碱--HC滴定NaOH强碱滴定弱酸--NaOH滴定HOAc强酸滴定弱碱--HCl滴定NH3指示剂酚酞甲基橙酚酞、百里酚蓝甲基红、溴甲酚绿、溴酚蓝终点指示颜色变化无色变红色红色变黄色无色变红色、黄色变蓝色红色变黄色、黄色变蓝色、黄色变紫色酸度9.1 3.4 9.1、8.9 5.0、4.9、4.1 直接滴定的条件/ / cK a ≥10-8cK b ≥110-8标准溶液的标定标准溶液酸标准溶液碱标准溶液Hcl NaOH基准物质无水NaCO3、硼酸H2C2O4.2H2O、KHC2O4、苯甲酸、邻苯二甲酸氢钾终点指示甲基橙：红色变黄色酚酞：无色变红色示例硼酸的测定、铵盐的测定、克氏定氮发、酸酐和醇类的测定等二、配位滴定副反应水解反应、辅助配位效应、酸效应、干扰效应、混合配位效应配位反应符合的条件1、生成的配合物要有确定的组成；2、生成的配合物要有足够的稳定性；3、配合反应速度要足够快；4、要有适当的反映化学计量点到达的指示剂或其他方法准确直接滴定的条件分别滴定的条件C M..K'MY≥106C M..K'MY≥106、、lg.K'≥5常用金属指示剂指示剂适用PH范围In MIn 直接滴定的离子鉻黑T 8~10 蓝红PH=10，Mg2+、Zn2+、Pb2+等二甲酚橙＜6 亮黄红1~3.5：Bi3+PH=5~6:Zn2+、Pb2+等PAN 2~12 黄紫红PH=2~3，Bi3+PH=4~5，Zn2+、Pb2+等钙指示剂12~13 蓝红PH=12~13，Ca2+用掩蔽和解蔽的方法进行滴定常用掩蔽方法配位掩蔽法沉淀掩蔽发氧化还原掩蔽法解蔽方法示例石灰石中CaO、MgO的含量测定测定Ga2+、Mg2+Bi3+、Zr4+、Th4+的滴定测定Cu2+、Zn2+、Pb2+解蔽剂三乙醇胺NaOH 抗坏血酸或羟胺掩蔽剂：KCN掩蔽Cu2+、Zn2+解蔽剂：甲醛被掩蔽/解蔽的离子Fe3+、Al3+、Mn2+ Mg2+Fe3+ 掩蔽Cu2+、Zn2+解蔽Zn2+指示剂钙指示剂指示CaO测定终点、KB指示剂指示CaO、MgO测定终点钙指示剂指示Ga2+测定终点测定Pb2+用鉻黑T指示终点三．氧化还原滴定含义氧化还原滴定法是以溶液中氧化剂和还原剂之间的电子转移为基础的一种滴定分析方法。
四大滴定
盐类指示剂及吸附指示剂
指示剂 选择原则
指示剂与标准离子的溶度 积应≥待测离子与标准离 子的溶度积，并且具有明 显的颜色变化。
1、In与MIn的颜色显著不同 2、 MIn具有足够的稳定性 3、 MIn易溶于水
滴定曲线
酸碱滴定 络合滴定
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分类
酸碱滴定
络合滴定
氧化还原滴定
沉淀滴定
指示剂的 变色范围 指示剂的 理论变色 点 常用指示剂 甲基橙（3.1~4.4）铬黑T(EBT)（pH在7~10时使用） 邻二氮菲亚铁（试亚铁灵） （红、橙黄） （红、蓝） （红、浅蓝）1.06v;1.12v 酚酞（8~10） 钙指示剂(NN) （pH在12~13时 二苯胺磺酸钠 （无色、红） 使用） （无、紫红） （红、蓝） 碱度测定 硬度测定 CODMn、CODCr、DO 测定 重铬酸钾、草酸钠 铬酸钾 硫酸高铁胺
1、定量完成：反应必须按确定的化学反应方程式进行到≥99.9%，这是进行定量计算的依据。 2、迅速完成：对于反应速度慢的，可以加热或者催化加快反应速度。 3、有可靠的方法确定滴定终点：指示剂或者仪器测定。 4、无副反应；若有副反应，应采取措施消除。
分类
反应理论
酸碱滴定
酸碱中和反应
络合滴定
氧化还原滴定
应用 常用基准 物质
无水碳酸钠
锌Zn
氯化钠
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影响滴定突跃的因素 氧化剂与还原剂两电对的条件电位相差的大小。电位差 越大，滴定突跃越大。 差值在0.20~0.40v之间，可采用电位法确定滴定终点； 差值在0.40v以上，可采用氧化还原指示剂指示终点。 横坐标：滴定剂用量 纵坐标：电对的电极电位
高中化学精品课件：专题九：四大滴定及其应用
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关键点
离子浓度关系
点0
原点为HA的单一溶液，0.100 0 mol·L－1 HA的pH＞1， 说明是弱酸，c(HA)＞c(H＋)＞c(A－)＞c(OH－)
点①
两者反应生成等物质的量的HA和NaA，此时溶液pH ＜7，说明HA电离程度大于A－水解程度，c(A－)＞ c(Na＋)＞c(HA)＞c(H＋)＞c(OH－)
二、四大滴定法
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1.酸碱滴定法
酸碱滴定法也称中和法，是一种利用酸 碱反应进行容量分析的方法。是用已知 物质的量浓度的酸(或碱)来测定未知物 质的量浓度的碱(或酸)的方法。酸碱中 和滴定是最基本的分析化学实验，这是 一种用途极为广泛的分析方法，也是普 通高中化学的必修课程。 其基本反应为： H+ + OH- = H2O
二、四大滴定法
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1.酸碱滴定法 2.络合滴定法 3.氧化还原滴定法 4.沉淀滴定法
四大滴定的区分主要是跟据反应的类型，以及是否便于测定。比如，氧化还 原滴定主要用于氧化还原反应，沉淀滴定主要用于反应中产生沉淀的反应， 酸碱滴定主要用于酸性物质与碱性物质的反应，而络合滴定则主要用于络合 反应的滴定。
液进行滴定至终点，消耗盐酸标准液v2ml（v1和v2均不为0），
根据v1和v2数值大小判断样品的组成（用化学式表示）：
①v1＞v2
②v1=v2
③v1＜v2
二、四大滴定法
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2.酸碱滴定法的实际应用
（1）混合碱的测定（双指示剂法）
讨论： ① 当 V1>V2 时，混合碱组成：
NaOH(V1-V2) , Na2CO3 (V2) ② 当 V1 = V2 时，混合碱组成：Na2CO3 ③ 当 V1<V2 时，混合碱组成：
2023年四大滴定归纳总结
酸碱中和滴定一、酸碱中和滴定原理1.定义：用已知物质旳量浓度旳酸（或碱）来测定未知物质旳量浓度旳碱（或酸）旳试验措施。
2. 酸碱中和滴定原理（1）实质：H+ +OH－= H2O（2）原理：在中和反应中使用一种已知物质旳量浓度旳酸（或碱）溶液与未知物质旳量浓度旳碱（或酸）溶液完全中和，测出两者所用旳体积，根据化学方程式中酸碱物质旳量比求出未知溶液旳物质旳量浓度。
（3）关键：①精确测定两种反应物旳溶液体积；②保证原则液、待测液浓度旳精确；③滴定终点旳精确鉴定（包括指示剂旳合理选用）（4）酸、碱指示剂旳选择二、中和滴定所用仪器酸式滴定管、碱式滴定管、锥形瓶、铁架台、滴定管夹、烧杯等三、试剂：原则液、待测液、指示剂；指示剂旳作用：①原则液：已知精确物质旳量浓度旳酸或碱溶液；②待测液：未知物质旳量浓度旳酸或碱溶液①酸式滴定管用于盛装酸性、中性或强氧化性溶液，不能盛装碱性溶液或者氢氟酸（它们易腐蚀玻璃）。
②碱式滴定管用于盛装碱性溶液，不能盛装酸性和强氧化性溶液（它们易腐蚀橡胶）。
③通过指示剂旳颜色变化来确定滴定终点。
④指示剂旳选择：变色要敏捷、明显，一般强酸滴定强碱用甲基橙，强碱滴定强酸用酚酞。
四、中和滴定旳操作（以原则盐酸滴定NaOH 为例）Ⅰ、准备：（1）滴定管：————精确到小数点后两位如：24.00mL 、23.38mL①检查酸式滴定管与否漏水②洗涤滴定管后要用原则液洗涤2~3次，并排除管尖嘴处旳气泡③注入原则液至“0”刻度上方2~3cm 处④将液面调整到“0”刻度（或“0”刻度如下某一刻度）（2）锥形瓶：只用蒸馏水洗涤，不能用待测液润洗Ⅱ、滴定：（4）滴定滴定管夹在夹子上，保持垂直右手持锥形瓶颈部，向同一方向作圆周运动而不是前后振动左手控制活塞（或玻璃球），注意不要把活塞顶出Ⅲ、计算：每个样品滴定2~3次，取平均值求出成果。
Ⅳ、注意点：①滴速：滴加速度先快后慢，背面可半滴，当靠近终点时，应一滴一摇同步眼睛注视锥形瓶内溶液颜色变化. 直至溶液颜色变化，且30S 内颜色不复原，此时再读数。
滴定分析总结
滴定分析总结滴定分析是一种常用的化学分析方法，通过滴定试剂溶液与待测物反应来确定溶液中某种组分含量的方法。
滴定分析在工业、环境监测、医药等领域起着重要作用。
本文将对滴定分析方法进行总结，包括滴定原理、滴定操作和滴定常用指标等方面。
滴定方法的原理是利用反应物溶液的滴定体积与待测物的化学反应等量关系来确定待测物的含量。
滴定方法常用的操作步骤包括：准确称取待测物，将其溶解在适当的溶剂中；加入指示剂，以观察滴定终点的颜色变化；逐滴加入滴定试剂，直到观察到滴定终点颜色明显变化的现象，记录滴定体积；通过滴定试剂与待测物的摩尔比例关系，计算待测物的质量或浓度。
滴定分析中常用的滴定试剂有酸碱滴定试剂、氧化还原滴定试剂和络合滴定试剂等。
其中，酸碱滴定试剂是最常见的一类，广泛应用于测定酸碱度、氨基酸、酒精、盐酸等物质。
氧化还原滴定试剂则用于测定还原剂、氧化剂等物质的含量，常用的有高锰酸钾、碘液等。
络合滴定试剂则用于测定金属离子、配位化合物等物质，如乙二胺四乙酸、亚硫酸氢钠等。
滴定分析的精确性和准确性受到许多因素的影响，包括实验操作技巧、试剂纯度、试剂浓度、仪器仪表等。
为保证准确性，实验人员需熟练掌握滴定技术，注意试剂的保存和使用，严格控制滴定试剂的浓度，并使用经过校准的滴定管或自动滴定仪进行测量。
在滴定分析中，常用的指标包括滴定终点、滴定反应速度和滴定曲线形状等。
滴定终点是指化学滴定过程中指示剂颜色变化的时刻，标志着滴定的结束。
滴定反应速度是指滴定试剂与待测物反应的速率，它的快慢会影响滴定操作的准确性。
滴定曲线形状则由滴定试剂与待测物反应时，指示剂颜色变化的规律所决定。
通过观察滴定曲线，可以判断滴定反应是否完全，以及确定滴定终点的位置。
综上所述，滴定分析是一种简单、快捷且准确的化学分析方法，广泛应用于各个领域。
在进行滴定分析时，需注意实验操作的细节和滴定试剂的选择，以提高准确性和精确度。
滴定分析还可以与其他分析方法相结合，进行多元素、多组分的测定，提高分析的全面性和可靠性。
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分析化学四大滴定总结分析化学四大滴定总结滴定分析法又称为容量分析法，是一种简便、快速和应用广泛的定量分析方法，在常量分析中有较高的准确度。
这其中又有重要的四大滴定方法。
以下是店铺整理的分析化学四大滴定总结，欢迎查看。
一、酸碱滴定原理：利用酸和碱在水中以质子转移反应为基础的滴定分析方法。
可用于测定酸、碱和两性物质。
其基本反应为H﹢+OH﹣=H2O也称中和法，是一种利用酸碱反应进行容量分析的方法。
用酸作滴定剂可以测定碱，用碱作滴定剂可以测定酸，这是一种用途极为广泛的分析方法。
最常用的酸标准溶液是盐酸，有时也用硝酸和硫酸。
标定它们的基准物质是碳酸钠Na2CO3。
方法简介：最常用的碱标准溶液是氢氧化钠，有时也用氢氧化钾或氢氧化钡，标定它们的基准物质是邻苯二甲酸氢钾KHC8H4O6或草酸H2C2O·2H2O：OH+HC8H4O6ˉ→C8H4O6ˉ+H2O如果酸、碱不太弱，就可以在水溶液中用酸、碱标准溶液滴定。
离解常数 A和Kb是酸和碱的强度标志。
当酸或碱的浓度为0.1M，而且A或Kb大于10-7时，就可以准确地滴定，一般可准确至0.2%。
多元酸或多元碱是分步离解的，如果相邻的离解常数相差较大，即大于104，就可以进行分步滴定，这种情况下准精确度不高，误差约为1%。
盐酸滴定碳酸钠分两步进行：﹢ˉCO32-+H→HCO3HCO3ˉ+H﹢→CO2↑+H2O相应的滴定曲线上有两个等当点，因此可用盐酸来测定混合物中碳酸钠和碳酸氢钠的含量，先以酚酞（最好用甲酚红-百里酚蓝混合指示剂）为指示剂，用盐酸滴定碳酸钠至碳酸氢钠，再加入甲基橙指示剂，继续用盐酸滴定碳酸氢钠为二氧化碳，由前后消耗的盐酸的体积差可计算出碳酸氢钠的含量。
某些有机酸或有机碱太弱，或者它们在水中的溶解度小，因而无法确定终点时，可选择有机溶剂为介质，情况就大为改善。
这就是在非水介质中进行的酸碱滴定。
有的非酸或非碱物质经过适当处理可以转化为酸或碱。
然后也可以用酸碱滴定法测定之。
例如，测定有机物的含氨量时，先用浓硫酸处理有机物，生成NH嬃，再加浓碱并蒸出NH3，经吸收后就可以用酸碱滴定法测定，这就是克氏定氮法。
又如测定海水或废水中总盐量时，将含硝酸钾、氯化钠的水流经阳离子交换柱后变成硝酸和盐酸，就可以用标准碱溶液滴定。
实例：以NaOH液（0.1000moL/L滴定20.00ml醋酸（Ac，0.1000mol/L）用NaOH滴定Ho Ac的滴定曲线为例，滴定曲线如下图：滴定开始前 pH=2.88滴入Na OH 液19.98ml时 pH=7.75化学计量点时 pH=8.73滴入Na OH液20.02ml时 pH=9.70从滴定曲线可以看出：（1）只能选择碱性指示剂（酚酞或百里酚酞等），不能选用酸性范围内变色的指示剂（如甲基橙、甲基红等）。
因为突跃范围较小，pH值在7.75～9.70之间；计量点在碱性区。
（2）弱酸被准确滴定的判决是C·A>10-8。
因为Ka愈大，突跃范围愈大。
而A<10-8时，已没有明显突跃，无法用指示剂来确定终点；另外，酸的浓度愈大，突跃范围也愈大。
二、氧化还原滴定原理：氧化还原滴定法是以溶液中氧化剂和还原剂之间的电子转移为基础的一种滴定分析方法。
与酸碱滴定法和配位滴定法相比较，氧化还原滴定法应用非常广泛，它不仅可用于无机分析，而且可以广泛用于有机分析，许多具有氧化性或还原性的有机化合物可以用氧化还原滴定法来加以测定。
方法简介：1.预先操作：在氧化还原滴定中，往往需要在滴定之前，先将被测组分氧化或还原到一定的价态，然后进行滴定。
这一步骤称为预先氧化或还原处理。
通常要求预处理时所用的氧化剂或还原剂与被测物质的反应进行完全，反应快，过量的试剂容易除去，并要求反应具有一定的选择性。
2.指示剂：氧化还原滴定的等当点可借助仪器（如电位分析法）来确定，但通常借助指示剂来判断。
有些滴定剂溶液或被滴定物质本身有足够深的颜色，如果反应后褪色，则其本身就可起指示剂的作用，例如高锰酸钾。
而可溶性淀粉与痕量碘能产生深蓝色，当碘被还原成碘离子时，深蓝色消失，因此在碘量法中，通常用淀粉溶液作指示剂。
本身发生氧化还原反应的指示剂，例如二苯胺磺酸钠、次甲基蓝等，则在滴定到达等当点附近时，它也发生氧化还原反应，且其氧化态和还原态的颜色有明显差别，从而指示出滴定终点。
氧化还原指示剂如二苯胺磺酸钠在酸性溶液中以苯胺磺酸形式存在，无色，在被标准滴定溶液氧化时，生成二苯联苯磺酸，紫色。
专用指示剂能和氧化剂还原剂生成特殊色泽，明显提高观测灵敏度，如在碘量法滴定中，可溶性淀粉溶液和碘标准滴定溶液生成深蓝色吸附性化合物，可逆。
自身指示剂如高锰酸钾标准滴定溶液滴定产品草酸时，滴定终点为高锰酸钾标准滴定溶液的紫色。
实例：高锰酸钾法。
在强酸性溶液中：MnO4-+8H++5e-=Mn2++4H2O E0=1.5V在微酸性、中性或弱碱性溶液中：MnO4-+2H2O+3e-=MnO2+4OH- E0=0.59V在强碱溶液中MnO4-+e-=MnO42- E0=0.564VKMnO4溶液的标定2MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2++10CO2↑+8H2O温度70~85℃。
温度高于90℃会使草酸发生分解。
酸度酸度控制在0.5~1mol/L。
滴定速度开始滴定时的速度不宜太快。
催化剂开始滴定前加入几滴MnSO4。
指示剂 KMnO4自身指示剂。
滴定终点粉红色在0.5~1min内不褪色。
滴定方式及其应用直接滴定法许多还原性物质Fe2+、NO2-、As（Ⅲ）、Sb （Ⅲ）、H2O2、C2O4等。
5H2O2+2MnO4-+6H+→5O2↑+2Mn2++8H2O返滴定法氧化性物质可用返滴定法。
例测MnO2含量时，可在H2SO4溶液中加入一定过量的Na2C2O4标准溶液，待与MnO2作用完毕后，用KMnO4标准液滴定过量的C2O42-。
MnO2+C2O42-+4H+→Mn2++2CO2↑+2H2O2MnO4-+5C2O42-+16H+→2Mn2++10CO2↑+8H2O间接滴定法某些非氧化性物质，可以用间接滴定法进行测定。
例测Ca2+，先将Ca2+沉淀为CaC2O4，再用稀H2SO4将所得沉淀溶解，用KMnO4标准液滴定溶液中的C2O42-，间接求得Ca2+含量。
CaC2O4+2H+=H2C2O4+Ca2+2MnO4-+6H++5H2C2O4=2Mn2++10CO2↑+8H2O三、配位滴定原理：它是以配位反应为基础的一种滴定分析法。
可用于对金属离子进行测定。
若采用EDTA作配位剂，其反应为式中Mn+表示金属离子，Y4-表示EDTA的阴离子。
作为配位滴定的反应必须符合的条件：1、生成的配合物要有确定的组成；2、生成的配合物要有足够的稳定性；3、配合反应速度要足够快；4、要有适当的反映化学计量点到达的指示剂或其他方法。
常用的滴定剂即配位剂有两类：一类是无机配位剂，另一类是有机配位剂。
一般无机配位剂很少用于滴定分析，这是因为（1）这类配位剂和金属离子形成的配合物不够稳定，不能符合滴定分析反应的要求；（2）在配位过程中有逐级配位现象，而且各级配合物的稳定常数相差较小，故溶液中常常同时存在多种形式的配离子，使滴定过程中突跃不明显，终点难以判断；而且也无恒定的化学计量关系。
方法简介：1.配位滴定曲线在配位滴定过程中，随着配位剂的加入，溶液中金属离子的浓度会不断减少。
从0.01000 mol·L－1EDTA 标准溶液滴定0.01000 mol·L－1Ca2＋溶液的滴定曲线中可以看出，在计量点附近，溶液的ASPCA值有一个突跃。
一般地说，配位滴定突跃范围的大小主要受配合物的稳定常数、被测金属的浓度和溶液的pH值等因素的影响。
在一般情况下，溶液的pH值越高，配合物的稳定常数越大，被测金属的初始浓度越高，滴定突跃就越大。
2.金属指示剂配位滴定和其它滴定分析方法一样，也需要用指示剂来指示终点。
配位滴定中的指示剂是用来指示溶液中金属离子浓度的变化情况，所以称为金属离子指示剂，简称金属指示剂。
3.配位滴定中酸度的控制。
由于不同金属离子的EDTA配合物的稳定性不同，所以滴定时所允许的最低pH值(即金属离子能被准确滴定所允许的pH值)也不相同；Cf越大，滴定时所允许的最低pH值也就越小。
将各种金属离子的lg与其滴定时允许的最低pH值作图，得到的曲线称为EDTA的酸效应曲线。
应用实例：EDTA标准溶液的配制和标定一般用间接法配制，标定常用的基准物质有Cu、Zn、No、CaCO3、MgSO4·7H2O等。
2.配位滴定方式和应用示例⑴直接滴定法用EDTA进行水中钙镁及总硬度测定，可先测定钙量，再测定钙镁的总量，用钙镁总量减去钙的含量即得镁的含量；再由钙镁总量换算成相应的硬度单位即为水的总硬度。
钙2＋含量的测定：在水样中加入NaOH至pH≥12，Mg生成Mg(OH)2，不干扰Ca2＋的滴定。
再加入少量钙指示剂，溶液中的部分Ca2＋与指示剂配位生成配合物，使溶液呈红色。
当滴定开始后，不断滴入的EDTA首先与游离的Ca2＋配位，至＋计量点时，则夺取与钙指示剂结合的Ca2，使指示剂游离出来，溶液由红色变为纯蓝色，从而指示终点的到达。
钙、镁总量的测定：在pH＝10时，于水样中加入铬黑T指示剂，然后用EDTA标准溶液滴定。
由于铬黑T与EDTA分别都能与Ca2＋、Mg2＋生成配合物，其稳定次序为：＞Gym＞Gin＞Ca In。
由此可知，加入铬黑T后，它首先与Mg2＋结合，生成红色的配合物(Gin)。
当滴入EDTA时，首先与之配位的是游离的Ca2＋，其次是游离的Mg2＋，最后夺取与铬黑T配位的Mg2＋，使铬黑T的阴离子游离出来，此时溶液由红色变为蓝色，从而指示终点的到达。
四、沉淀滴定原理：以沉淀反应为基础的一种滴定分析方法。
沉淀滴定法必须满足的条件：1.溶解度小，且能定量完成；2.反应速度大；3.有适当指示剂指示终点；4.吸附现象不影响终点观察。
生成沉淀的反应很多，但符合容量分析条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag+与卤素离子的反应来测定Cl-、Br-、I-、SCN-和Ag+。
银量法共分三种，分别以创立者的姓名来命名。
方法简介：银量法确定理论终点的方法。
银量法包括莫尔法、佛尔哈德法和法扬司法。
1.莫尔法以铬酸钾为指示剂，在中性或弱碱性介质中，用硝酸银标准溶液测定卤素化合物含量。
（1）指示剂作用原理：Ag+ + Cl-=== AgCl 白 Ksp（AgCl）=1.8×10-9Ag+ + CrO42-=== Ag2CrO4 橙色 Ksp（Ag2CrO4）= 2×10-12因为AgCl和Ag2CrO4的溶度积不同，因而发生分级沉淀，当AgCl沉淀完全后，稍过量的AgNO3标准溶液与K2CrO4指示剂反应生成Ag2CrO4 砖红色（量少时为橙色）。