页数：163页文件大小：1.50 MB来源： 分析化学ppt课件
本课件从能斯特方程式与条件电位讲起，分析盐效应、沉淀、配合物与酸效应对条件电位的影响，推导反应完全程度的判据与滴定曲线突跃范围，介绍各类指示剂，随后逐一展开碘量法、高锰酸钾法、亚硝酸钠法及溴酸钾法、重铬酸钾法等应用。
第一节氧化还原滴定法的基本原理
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氧化还原滴定法（oxidation-reductiontitration):是以氧化还原反应为基础的滴定分析方法。是一种电子由还原剂转移到氧化剂的反应。氧化还原反应为的实质：
一、条件电位及其影响因素（一）条件电位(conditional potential)1、能斯特（Nernst)方程式电对的半电池反应：称氧化还原电对，简称电对氧化态还原态a Ox + n eb Red
可逆电对电极电位可用Nernst方程式表示，若电对半反应电对电极电位表达式为：aOx + n ebRed（25℃）
例：相同条件下：Ce4+氧化能力强于Fe3+Fe2+还原能力强于Ce3+反应自发进行的方向：Ce4+氧化Fe2+右左
参加反应的两个电对的电极电位差越大，反应越完全。（1）固体、溶剂的活度为1mol/L（2）气体以大气压为单位（3）半反应中有其它组分参加，其它组分的活度应包括在Nernst方程式中3）一个氧化还原反应的完全程度2、书写Nernst方程式时注意几点：
例：
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例：计算0.01000mol/LNaCl溶液中电对AgCl/Ag的电极电位（忽略离子强度的影响）。已知，解1:电对AgCl/Ag半电池反应
解2:电对Ag+/Ag半电池反应
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3、条件电极电位为了讨论方便，我们以下式为例来进行讨论：Ox + n eRed
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条件电位（25℃)
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条件电位的定义指在一定条件下，当氧化态和还原态的浓度均为1mol/L（或）时的实际电极电位，它反应了离子强度和其他副反应的影响。只有在离子强度和副反应系数α等条件不变的情况下才为一常数。
不同介质中Ce4+/Ce3+的条件电位：下表列出相关数据。
| 介质 | 浓度 | 条件电位（V） |
|---|---|---|
| HCl | 1 mol/L | 1.28 |
| H2SO4 | 0.5 mol/L | 1.44 |
| HNO3 | 1 mol/L | 1.61 |
| HClO4 | 1 mol/L | 1.70 |
说明：条件电位通常通过实验获取，反映离子强度与副反应的影响；源文件数值为粘连文本，本表按介质与浓度的对应顺序还原，建议对照原图核对。
由于往往副反应系数和活度系数不全，计算条件电位是比较困难的，通常通过实验而获取。若无相同条件下的条件电位，可借用该电对在相同介质、相近浓度下的条件电位。
（不考虑盐效应）与其它常常存在的副反应相比，影响甚小，故盐效应在估算与讨论中常常忽略不计。此时：
2、生成沉淀氧化态生成沉淀，则增大，值减小。还原态生成沉淀，则增大，值增大
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例如，在氧化还原法中测定Cu2+的含量，有关的电对为：由于过量的I-与Cu+生成沉淀：
则
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因为在实验条件下Cu2+不发生明显的副反应，，若[I－]=1mol/L，则：由于CuI的产生，使Cu2+/Cu+电对电位升高，Cu2+的氧化能提高，能够氧化I-
例如，用间接碘量法测定Cu2+时，反应为若试液中有Fe3+共存时，Fe3+也可以氧化KI生成I2，干扰Cu2+的测定。此时在溶液中加入F－掩蔽Fe3+，使
假定[F－]=1mol/L，查得β1、β2、β3分别为105.28、109.30、1012.06代入上式=0.0595V<0.54V
4、酸效应（1）H＋或OH－离子参与反应，酸度的变化直接影响条件电位。（2）氧化态或还原态为多元酸碱，酸度变化影响型体的浓度，改变酸度，也改变条件电位。酸度对条件电位的影响称为酸效应。Cr2O72-+14H++6e 2Cr3++7H2OH3AsO4+2H++2e HAsO2+2H2O
例：计算25ºC时，当[H+]≈5mol/L或pH≈8.0时，电对H3AsO4/HAsO2的条件电位，并判断在以上两种条件下与电对I2/I－进行反应的方向。解：已知半电池反应：
不同介质中Fe3+/Fe2+的条件电位：下表列出相关数据。
| 介质 | 浓度 | 条件电位（V） |
|---|---|---|
| HClO4 | 1 mol/L | 0.767 |
| HCl | 0.5 mol/L | 0.71 |
| H2SO4 | 1 mol/L | 0.68 |
| HCl/H3PO4 | 1 mol/L / 0.25 mol/L | 0.51 |
| H3PO4 | 2 mol/L | 0.46 |
说明：源文件该页数值与文字粘连，本表按介质、浓度、电位的对应顺序还原，建议对照原课件图片核对。
二、氧化还原反应进行的程度和速度氧化还原反应的程度也是用平衡常数的大小来衡量。氧化还原反应的平衡常数与有关电对的电极电位有关。（一）氧化还原反应进行的程度
对于反应绝对平衡常数条件平衡常数aOx1+bRed2aRed1+bOx2电对的电极反应及其电位分别为：
其中，。n:为两半反应电子得失数n1与n2的最小公倍数，即氧化还原反应中的电子转移总数。:此值越大,反应越完全
推导如下:对于反应两电对半反应为:氧化剂电对电位还原剂电对电位aOx1+bRed2aRed1+bOx2
要多大才能说反应完全呢？根据滴定分析误差小于0.1%的要求(即反应的完全程度为99.9%以上,未作用物应小于0.1%):对于1:1型(即a=b=1)的反应
当n1=n2=1时，要使反应完全，则要求对于1:1型(即a=b=1)的反应当n1=n2=2时，要使反应完全，则要求
例：请判断在1mol/L HCl溶液中，下列反应能否反应完全？解：查表知：可见，该反应可反应完全。
氧化还原反应平衡常数的大小，可以表示反应进行的程度，但不能说明反应的速度。有许多氧化还原反应，虽然从理论上看可以进行完全，但实际上由于反应速度太慢而几乎觉察不出反应的进行。例如，水溶液中的溶解氧：（二）氧化还原反应进行的速度
应很容易氧化一些较强的还原剂，如但实际上，在水溶液中却有一定的稳定性，说明它与水中溶解氧之间的反应是很慢的。
因此，在氧化还原反应中，不仅要从反应的平衡常数来判断反应的可能性，还要从反应速度来考虑反应的现实性，只有速度快的反应才能用于滴定分析中。影响氧化还原反应速度的因素主要有：一般说来，反应物的浓度愈大，反应速度愈快。对有H+参加的反应，提高溶液的酸度亦可加快反应速度。1、浓度对反应速度的影响
对于多数反应，升高温度一般可加快反应速度。通常溶液的温度每增高10℃，反应速度可增大2～3倍左右。例如，在酸性溶液中，用KMnO4溶液滴定C2O42-的反应为：2、温度对反应速度的影响75～85℃
必须注意，对于某些易挥发的物质（如碘）或具有还原性的物质（如Sn(II)、Fe(II)等），如将溶液加热会引起挥发损失或易被空气中的氧所氧化，从而引起误差。在这些情况下，就得采用其他方法来提高反应速度。
4.诱导作用由于一种反应的进行,诱导另一速率慢的反应速率加快或本不能进行的反应发生了反应的现象.初级反应诱导反应受诱体诱导体催化剂:分正催化剂和负催化剂正催化剂提高反应速度负催化剂降低反应速度,称阻化剂
三、氧化还原滴定曲线滴定曲线上的各点的电位可以用实验方法测定，对于可逆电对也可以用Nernst公式计算。以滴定剂加入的体积或百分数为横坐标，以相关电对的电位为纵坐标作图，所得曲线称为氧化还原滴定曲线。
例：滴定剂：Ce(SO4)2c=0.1000mol/L待测液：FeSO4c=0.1000mol/LV=20.00ml介质：1mol/L的H2SO4滴定反应为：Ce4++ Fe2+Ce3++ Fe3+
平衡常数大，反应完全。
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1、滴定前电位无法计算2、滴定开始至计量点前若，表明尚有0.1％的Fe2+未反应，Fe3+生成99.9%。
4、化学计量点后若，表明Ce4+已过量0.1％。
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电位过量的Ce4+剩余的Fe2+加入的Ce4+溶液V%%%毫升数—0.600.620.640.670.680.690.740.800.861.061.261.321.381.421.440.11.010.050.0100.0100.095.090.080.060.050.040.010.01.00.10.05.010.020.040.050.060.090.099.099.9100.0100.1101.0110.0150.0200.00.001.002.004.008.0010.0012.0018.0019.8019.9820.0020.0220.2022.0030.0040.00滴定突跃在1 mol/L H2SO4溶液中，用0.1000 mol/L Ce(SO4)2滴定20.00 mL 0.1000 mol/L Fe2+时，溶液电位变化的情况
Ce⁴⁺滴定Fe²⁺的电位数据表（滴定百分数与电位），数值顺序混乱，建议对照原图人工还原。
由表可知，滴定百分率为50%处的电位，等于被测物的电对的条件电位；滴定百分率为200%处的电位，等于滴定剂电对的条件电位值
0电位/V加入Ce4+溶液的量/%501001502000.500.600.700.800.901.001.101.201.301.401.50计量点突跃范围0.1000mol/LCe4+滴定0.1000mol/LFe2+的滴定曲线（1mol/LH2SO4）
a、计量点前0.1％b、计量点后0.1％c、突跃范围为：～
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2、计量点时电位=n1/n2＝1（1）（2）
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（适用于对称电对）式（1）×n1+式（2）×n2，得在氧化剂和还原剂两个半反应中，若转移的电子数目相等，即n1=n2，则化学计量点为滴定突跃中点。若n1≠n2，则计量点偏向n值较大的电对一方。
例如，在1mol/L H2SO4介质中，以Fe3+滴定Sn2+的反应：电池半反应为：
滴定突跃为0.23～0.50。由于n2>n1，故值偏向于n值较大的一方。计量点前0.1％计量点后0.1％
影响突跃范围的因素a、与两电对的电位差值大小及半反应电子得失数有关。越大，则滴定突跃范围越大，越易寻找指示剂。b、氧化还原滴定突跃与滴定剂的浓度无关。1.401401201006040200801.000.80.61.20滴定百分数图6-2 Ce4+滴定4种不同还原剂的滴定曲线
一般时，可用氧化还原指示剂确定终点。在时，可用电位法确定终点。当时，不宜进行滴定分析。
（一）自身指示剂标准溶液或被滴定物质本身有颜色，滴定产物为无色或颜色很浅，滴定时就不必另加指示剂。例如，在高锰酸钾法中，用KMnO4标准溶液作滴定剂测定Na2C2O4，可利用KMnO4自身的紫红色判断终点。四、氧化还原滴定指示剂氧化还原指示剂法常用的指示剂有：
（二）特殊指示剂能与标准溶液或被滴定物反应，生成具有特殊颜色的物质，称特殊指示剂。例如，在碘量法中，直链淀粉吸附显蓝色，当被吸附的作用完后蓝色消失。
常用的氧化还原指示剂及条件电位、颜色变化颜色变化（V）指示剂还原态氧化态[H+]=1mol/L无色无色无色无色红绿色紫红蓝紫紫红绿蓝浅蓝红色浅蓝0.360.760.840.361.061.001.25靛蓝－磺酸盐二苯胺二苯胺磺酸钠亚甲蓝邻二氮菲-亚铁羊毛罂红5-硝基邻二氮菲亚铁
常用氧化还原指示剂及条件电位、颜色变化表，颜色与数值错位，建议对照原图人工还原。
五、滴定前的试样预处理在滴定前使待测组分转变为适合滴定的价态的操作，称为滴定前的预处理。进行预处理时所用的氧化剂和还原剂应符合下列条件：1.与待测组分的反应迅速、定量；2.反应具有一定的选择性（最好只与待测组分起反应）
3.过量的氧化剂和还原剂易于除去。4.与被处理组分的反应速度较快预处理时常用的氧化剂有：预处理时常用的还原剂有：(NH4)2S2O8、KMnO4、H2O2、KIO4、KClO4等。SnCl2、SO2、TiCl3、金属还原剂（锌、铝、铁）等。
第二节碘量法
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I－+ 2e 3I－3一、碘量法基本的原理碘量法（iodimetry）是利用I2的氧化性和I⁻的还原性进行滴定分析的方法。I2(s) + 2e 2I－它的半电池反应为：常将I2溶解在KI溶液中，使I2以形式存在，增加溶解度，降低挥发程度。
（一）直接碘量法（碘滴定法）凡标准电极电位低于的电对，其还原态可用碘标准溶液直接滴定，此方法称为直接碘量法。直接碘量法基本反应：I2(s) + 2e 2I－直接碘量法滴定条件：只能在酸性、中性或弱碱性溶液中进行因pH>9，碘分子会发生歧化反应3I2+6OH－5I－+IO－+3H2O3
例：钢铁中硫的测定钢铁O2H2O吸收SO2燃烧2I2+SO2+ H2O 2I－+SO42－+2H+
（二）间接碘量法（滴定碘法）凡标准电极电位高于的电对，其氧化态可用I－还原，定量置换出I2，置换出的I2用Na2S2O3标准溶液滴定，此方法称为置换碘量法。氧化性物质+KI（过量）I2
有些还原性物质可与过量的I2标准溶液反应，待反应完全后，剩余的I2用Na2S2O3标准溶液滴定，此方法称为剩余碘量法或回滴碘量法。还原性物质+ I2（过量）反应完全
置换碘量法与剩余碘量法统称间接碘量法间接碘量法滴定反应：若酸性太强则：间接碘量法滴定条件：在中性或弱酸性溶液中进行光
例：维生素C的含量测定维C分子中烯二醇基具还原性，可直接滴定条件：弱酸性（HAc)，避光、防热、新鲜煮沸放冷的蒸馏水
例：漂白粉中有效氯的测定（主要成分：CaCl(OCl)CaCl(OCl)+2H+Ca2++HClO+HClHClO+HCl Cl2+H2OCl2+2KI I2+2KClI2+2S2O32-2I-+S4O62-
例：卡尔费休法测定微量水Karl Fischer法的基本原理是利用：I2氧化SO2时需定量的水：由于上述反应可逆，要使反应向右进行需加入适当的碱性物质以中和反应生成的酸，采用吡啶可满足此要求。I2+SO2+2H2O 2HI+H2SO4
I2+SO2+3C5H5N+CH3OH+H2O2C5H5N +C5H5NHIHSO4CH3在此反应中I2可作自身指示剂，但最好使用永停法指示终点。
碘量法在有机分析中的应用。其中有直接碘量法的应用，也有间接碘量法的应用。例如：葡萄糖、甲醛、丙酮和硫脲等的测定。例葡萄糖的含量测定（用剩余回滴法）1.在碱性条件下，加入一定过量的I2标准溶液。相关反应如下：a : I2+ 2OH－IO－+I－+H2O定量，过量
2.溶液酸化后，在酸性条件下c: 3NaIO（剩余）NaIO3+2NaIb:CH2OH(CHOH)4CHO+NaIO+NaOHCH2OH(CHOH)4COONa+NaI+H2ONaIO3+5NaI+3H2SO43I2+3Na2SO4+3H2O3.用Na2S2O3滴定析出的I2I2+2S2O32-2I-+S4O62-
4、同时取同样量的I2标准溶液作空白试验2molNa2S2O31molI21/3molNaIO31molNaIO 1mol葡萄糖
二、碘量法的指示剂1、I2作自身指示剂2、淀粉指示剂（多用）注意：1）加入时间直接碘量法滴定前加入间接碘量法临近终点时加入。I3－+淀粉（直链）深蓝色吸附物弱酸性常温
2）温度温度升高，指示剂灵敏度降低3）溶液的酸度pH<2淀粉水解pH>9 I2歧化4）淀粉质量直链淀粉遇I3-变蓝色、灵敏、可逆。支链淀粉遇I3-变紫红色，但不稳定。
三、碘量法的标准溶液(一）碘标准溶液的配制与标定1、配制方法—标定法注意：1）加入过量KI，并使溶液中存在过量的KI浓度不低于2%~4%，可增大I2的溶液解度和降低其挥发程度。2）加少量HCl为除去少量的IO3-及中和Na2S2O3标准溶液配制时作稳定剂用的Na2CO3。
3）避免I2溶液与橡皮等有机物接触。4）过滤，放入棕色瓶中保存2、标定的方法常用基准物：As2O31）在碱性条件下As2O3溶解As2O3+2NaOH 2NaAsO2+H2O2）酸化后，加入NaHCO3使溶液呈弱碱性HAsO2+I2+2H2O H3AsO4+2I-+2H+
1molAs2O32molAsO2-2molI2无法显示该图片。或采用比较法确定准确浓度：用已知准确浓度的Na2S2O3来滴定。标定好后要注意保存。
(二）硫代硫酸钠标准溶液的配制与标定1、配制方法—标定法因Na2S2O3·5H2O晶体容易风化，并含有少量S、S2-、SO32-、CO32-、Cl－等杂质，不能直接配制标准溶液。因下面几方面原因，配好的Na2S2O3浓度不稳定，需放置7~8天，侍浓度稳定后，过滤，标定。
因此1）配制溶液时，蒸馏水应新煮沸放冷煮沸的目的是除去水中溶解的CO2和O2，并杀死细菌2）加入少量Na2CO3使溶液呈弱碱性(pH≈9)，以抑制细菌的生长。3）配好的溶液置于棕色瓶中放置7～10天，过滤后再标定。4）过一段时间后如发现溶液有混浊，表示有硫析出，应弃去重配或过滤后再标定。
2）使用碘量瓶。3）加入过量的KI，加快反应速度。4）室温下进行。防止I2的挥发注意：1）酸度约0.4mol/L，暗处放置10分钟：目的使反应完全，防光照射，减弱I-被空气中O2氧化的速度。
（2）在弱酸条件下用Na2S2O3滴定置换出的I2注意：1）滴定前要稀释（控制[H+]浓度约0.2mol/L)，防止Na2S2O3分解，同时降低Cr3+的浓度，便于终点观察。2）开始轻摇快滴。防I2挥发。
1molK2Cr2O73molI26molNa2S2O33）近终点时加入淀粉指示剂，并大力振摇。防终点迟钝。
第三节高锰酸钾法
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一、基本原理高锰酸钾法（potassium permanganatemethod）是以高锰酸钾为标准溶液的氧化还原滴定法。MnO4－+8H++5e Mn2++4H2O强酸性条件：[H+]1～2mol/L时
高锰酸钾法的应用1)直接滴定法许多还原性物质，如Fe2+、As(Ⅲ)、Sb(Ⅲ)、H2O2、C2O42－等，可用KMnO4溶液直接滴定。例如：过氧化氢的测定2Mn2++5O2+8H2O2MnO4－+5H2O2+6H+
有些氧化性物质不能用KMnO4溶液直接滴定，可用返滴定法。3)间接滴定法某些非氧化还原性物质，不能用KMnO4直接滴定可采用此法。如：测Ca2+Ca2++C2O42－CaC2O4↓过滤，加硫酸溶解沉淀后，再用KMnO4标准溶液滴定生成的H2C2O4。
二、高锰酸钾法的标准溶液1.配制高锰酸钾标液方法—标定法高锰酸钾在制备和贮存过程中，常混入少量的MnO2和其他杂质；因此不能直接配制。同时，KMnO4氧化能力很强，能与水中的有机物缓慢发生反应，生成的MnO（OH）2又会促使KMnO4进一步分解，见光则分解的更快。因此，KMnO4溶液不稳定。应此配制KMnO4时应注意：
1）称取稍多于理论量的KMnO4溶解。2）将配好的溶液加热至沸，并保持微沸1hr，放冷，于棕色试剂瓶中放置2～3天。或用新鲜煮沸放冷的蒸馏水配制，放置7～8天3）用微孔玻璃漏斗过滤。不用滤纸。4）将过滤后的溶液贮存于棕色试剂瓶中，放于暗处，以待标定。
2. KMnO4标准溶液的标定基准物质2MnO4－+5C2O42－+16H+2Mn2++10CO2+8H2OAs2O3、H2C2O4∙2H2O、Na2C2O4、纯铁丝、Fe (NH4)2(SO4)2∙6H2O等。最常用的是Na2C2O4，它易于提纯、稳定、不含结晶水，在105℃烘干即可使用。标定反应为：
3)滴定速度开始滴定时，速度要慢。4)催化剂若开始滴定时加入锰离子，就可加快最初滴定的速度。5)指示剂出现KMnO4紫红色确定终点。若KMnO4标液很稀，最好采用二苯磺酸钠、1,10-二氮菲-Fe(Ⅱ )等，来确定终点。
6)滴定终点粉红色在0.5～1min内不褪即为终点。因空气中的还原性气体和灰尘都能与高锰酸根缓慢作用。
第四节亚硝酸钠法
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一、亚硝酸钠法的基本原理亚硝酸钠法（sodium nitritemethod）：以亚硝酸钠为标准溶液的氧化还原滴定法。根据反应类型的不同，又可分为如下两种：
1.重氮化滴定法（滴定芳伯胺类）2.亚硝基化滴定法（滴定芳仲胺类）NO
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H2NSO3H +NaNO2+2HCl⁻⁺ClHSONN[3二、标准溶液的配制与标定1、配制方法论—标定法配制过程中加入少量Na2CO3作稳定剂，可基本保持三个月内浓度基本不变常用的基准物质是对氨基苯磺酸]+NaCl+2H2O2、标定
2NO2－+2I－+4H+I2+2NO +2H2O三、亚硝酸钠法的指示剂1.外指示剂含氯化锌的KI-淀粉糊或KI-淀粉试纸。近终点时，蘸少许溶液，在外面与指示剂作用。试纸显蓝色为终点。2.内指示剂橙黄Ⅳ－亚甲蓝、中性红、二苯胺3.永停滴定法
第五节其它氧化还原滴定法
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一、溴酸钾法和溴量法KBrO3是强氧化剂，在酸性溶液中其半反应为：1、溴酸钾法
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化学计量点后，利用溴的颜色指示终点，不够灵敏，通常需在近终点时加入甲基橙或甲基红等含氮酸碱指示剂。化学计量点前：酸性甲基橙红色化学计量点后：Br2的破坏，红色褪去
2、溴量法以溴的氧化作用和溴代作用为基础的滴定法。标准溶液：KBrO3-KBr（1：5）混合液（称溴液）在酸性条件下：
例：测定苯酚含量。在苯酚的试样溶液中，加入一定量过量的KBrO3—KBr标准溶液，酸化后，则KBrO3和KBr作用产生Br2。相关反应如下：1）
4）Br2（剩余）+2I－I2+2Br－3）+Br+3HBrOHBrBr3Br2OH2）苯酚样品
例：测定不饱和有机化合物醋酸乙烯。在含醋酸乙烯的酸性溶液中加入定量过量的KBrO3—KBr标准溶液，反应如下：加入过量的KI与剩余的Br2作用，析出的I2用Na2S2O3标准溶液滴定。
重铬酸钾在不同介质中的电位：下表列出相关数据。
| 介质 | 浓度（mol/L） | 条件电位（V） |
|---|---|---|
| HCl | 1.0 | 1.00 |
| H2SO4 | 0.5 | 0.92 |
| HClO4 | 1.0 | 1.025 |
常用二苯胺磺酸钠和邻苯氨基苯甲酸Cr2O72⁻的还原产物Cr3+呈绿色，且K2Cr2O7本身颜色不是很深，所以使用氧化还原指示剂确定终点。3、指示剂4、重铬酸钾法有如下优点：
1）容易提纯。K2Cr2O7在140℃～150℃烘干后可作为基准物质，能用直接法配制其标准溶液；2）K2Cr2O7溶液相当稳定。在HCl浓度低于3mol/L及室温下，Cr2O72⁻不会氧化Cl⁻，故可在HCl介质中进行滴定。3）滴定可在盐酸溶液中进行。
5.应用重铬酸钾法可测定某些还原性物质（如样品中的铁，盐酸小檗碱等药物），也可测定能与Fe3+定量反应生成Fe2+的氧化性物质（如Cu2+、Ti3+等），还可间接测定一些非氧化还原性物质（如Pb2+，Ba2+等）。重铬酸钾法最重要的应用是测定试样中铁的含量
例：甘露醇(M=182.2)的测定精密量取适量甘露醇样品，加高碘酸钠标准溶液，水浴加热使反应完全，加入过量KI溶液，待反应完成后，析出的I2用标准溶液滴定。
小结
（2）除去对I－的氧化起催化作用的Cu2+、NO等催化剂；（3）置换I2的反应过程中应密塞避光，析出I2的反应完全后立即滴定。
碘量法常用的标准溶液（1）碘标准溶液：间接配制，常用As2O3基准物标定。（2）硫代硫酸钠标准溶液：间接配制，放置7~8天后，常用K2Cr2O7基准物标定。
其它氧化还原滴定法溴酸钾法溴量法重铬酸钾法铈量法高碘酸钾法
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