第八章 氧化还原反应与氧化还原滴定法

氧化还原反应和氧化还原滴定法第八章1.理解氧化还原反应的基本概念；2.掌握氧化还原方程式的两种配平方法；3.掌握原电池的组成、原理、电极反应

熟悉能斯特公式、影响电极电势的因素及其应用；5.掌握重铬酸钾法、高锰酸钾法及碘量法的原理、氧化还原滴定法的计算。本章教学要求8.1氧化还原反应的基本概念8.2电极电势8.3元素标准电势图及其应用

8.4氧化还原滴定法8.5常用的氧化还原滴定法

8.1

氧化还原反应的基本概念

一、氧化值

是某元素一个原子的荷电数，这个荷电数是将成键电子指定给电负性较大原子而求得。例如：MnO4-中Mn的氧化值为：x+4×(－2）=－1

x=7Cr2O72-中Cr的氧化值为：2x+7×(－2）=－2

x=6

注意：氧化值不一定是整数，也可能是分数或小数。元素原子的氧化值与化合价（共价数）不同，如CH4、CH3Cl、CHCl3、CCl4，C的共价数为4，但其氧化值分别为-4，-2，0，+2，+4.确定氧化值的规则：单质的氧化值为零。例如S8、Cl2、Cu、Al等，氧化值均为0。氢在化合物中氧化值一般为1，但NaH-1;氧在化合物中的氧化值一般为－2，但在过氧化物中如H2O-12、BaO-12；在超氧化物中,如KO2-1/2。单原子离子元素的氧化值等于它所带的电荷数。如碱金属的氧化值为1，Na+，碱土金属的氧化值为2，Mg2+。在多原子的分子中所有元素的原子氧化值的代数和等于零；在多原子的离子中所有元素的原子氧化值的代数和等于离子所带的电荷数Cr2O72-

。确定氧化值的规则Solution

设题给化合物中S原子的氧化数依次为x1，x2，x3，x4和x5，根据上述有关规则可得:(a)2(+1)+1(x1)+4(-2)=0x1=+6(b)2(+1)+2(x2)+3(-2)=0x2=+2(c)2(+1)+2(x3)+8(-2)=0x3=+7(d)1(x4)+3(-2)=-2x4=+4(e)4(x5)+6(-2)=-2x5=+2.5Question2

确定下列化合物中S原子的氧化数：(a)H2SO4；(b)Na2S2O3；(c)K2S2O8；(d)SO32-；(e)S4O62-

。

什么是“氧化值”？它与“化合价”有否区别？氧化值概念没有确切的物理意义，是人为的，确定数值有一定的规则；2.“价”应该与“键”相联系。但依原子所形成化学键数目来计算化合价则有很大的局限性。提示：Question1Solution氧化：氧化值增加的过程还原：氧化值降低的过程氧化剂：氧化值降低的物质还原剂：氧化值升高的物质氧化还原反应：物质氧化值发生变化的反应。二、氧化剂与还原剂10HClO3

+

3P4

=

10HCl

+

12H3PO4还原剂氧化剂Cl2

+

H2O=

HClO+

HCl升失氧化还原剂降得还原氧化剂三、氧化还原反应方程式的配平（掌握）2.氧化数法1.离子—电子法

1.离子—电子法

任何氧化还原反应都可看作由两个半反应组成。例如：

Na(s)+Cl2(g)

NaCl(s)

可分为：2Na2Na++2e–

(氧化半反应)Cl2+2e–

2Cl

–(还原半反应)

像任何其他化学反应式一样，离子-电子方程式必须反映化学变化过程的实际。

●电荷守恒：得失电子数相等●质量守恒：反应前后各元素原子总数相等(2)配平步骤(1)配平原则●用离子式写出主要反应物和产物(气体、纯液体、固体和弱电解质则写分子式)。●将反应分解为两个半反应式，配平两个半反应的原子数及电荷数。●根据电荷守恒，以适当系数分别乘以两个半反应式，然后合并、整理，即得配平的离子方程式。Solution

Cl2(g)+NaOH

NaCl+NaClO3用离子-电子法配平QuestionCl2(g)+2e-=2Cl-①Cl2(g)+12OH-=+6H2O+10e-②①×5+②得6Cl2(g)+12OH-=10Cl-+

+6H2O化简得：3Cl2(g)+6OH-=5Cl-++3H2O3Cl2(g)+6NaOH

=5NaCl

+NaClO3+3H2OSolution用电子-离子法配平方程式Cr(OH)3(s)+Br2(l)+KOHK2CrO4+KBrQuestionCr(OH)3(s)+Br2(l)+Br–Br2(l)+2e–

=2Br–①Cr(OH)3(s)+8OH–=+3OH–+4H2O+3e–即:

Cr(OH)3(s)+5OH–=+4H2O+3e–

②①×3+②×2得2Cr(OH)3(s)+3Br2(l)+10OH–=+6Br–+8H2O2Cr(OH)3(s)+3Br2(l)+10KOH=2K2CrO4+6KBr+8H2O

整个反应被氧化的元素氧化值的升高总数与被还原的元素氧化值的降低总数相等。2.氧化值法(1)配平原则计算相关原子氧化值上升和下降的数值。Cl降6，P升5×4

用下降值和上升值分别去除它们的最小公倍数60,即得氧化剂和还原剂的化学计量数。10HClO3+3P410HCl+12H3PO4平衡还原原子和氧化原子之外的其他原子，在多数情况下是H原子和O原子。10HClO3+3P4+18H2O10HCl+12H3PO4(2)配平步骤写出未配平的基本反应式，在涉及氧化还原过程的有关原子上方标出氧化值。

+50-1+5

HClO3+P4HCl+H3PO4配平铜与稀硝酸反应的方程式:

Cu+HNO3→Cu(NO3)2+NOSolution3Cu+2HNO33Cu(NO3)2+2NO平衡N原子：

3Cu+2HNO3+6HNO33Cu(NO3)2+2NO反应式左边多出8个H原子，右边应添加4个H2O分子,并将HNO3的系数合并，而且检查O原子也平衡的：

3Cu+8HNO33Cu(NO3)2+2NO+4H2OQuestion

在酸性介质中铋酸钠可将MnSO4氧化为NaMnO4，写出配平的离子方程式。Bi由+5→+3降2×5Mn由+2→+7升5×2

最后检查O原子的数目，以确保反应式已配平。

SolutionQuestion+2Mn2+2+5Bi3+5+2Mn2++14H3O+2+5Bi3++21H2O最小公倍数105BiO3-+2Mn2+

→2MnO4-+5Bi3+检查发现电荷数不守恒，因在酸性介质中，故在反应物中加H3O+

酸性介质：多n个O加2n个H+，另一边加n个H2O

碱性介质：多n个O加n个H2O，另一边加2n个OH–中性介质：左边多n个O加n个H2O，右边加2n个OH–

右边多n个O加2n个H+，左边加n个H2O介绍一种配平H+、OH-和H2O的方法供参考：8.2

水溶液中氧化还原反应的自发性—电极电势（掌握）三、

能斯特方程

二、标准电极电势

一、原电池(1)铜锌原电池●两个电极表面分别发生氧化反应和还原反应●电子流过外电路●在铜片上有金属铜沉积上去，而锌片被溶解一、原电池正极负极（2）氧化还原电对对氧化还原反应Cu2++Zn=Zn2++CuO1R1O2R2Cu2+/Cu，Zn2+/Zn称为氧化还原电对，氧化态和还原态成共轭关系。●氧化剂降低氧化值的趋势越强，其氧化能力越强，其共轭还原剂氧化值升高趋势越弱。●反应一般按较强的氧化剂与较强的还原剂相互作用的方向进行。●共轭关系可用半反应式表示：

Cu2++2e-CuZnZn2++2e-M活泼:溶解>沉积稀----++++++++--------（3）电极电势的产生双电层理论M不活泼:沉积>溶解++++++++--------浓溶解沉淀(4)原电池的表示法界面c1

盐桥c2

界面

(一)Zn(s)∣ZnSO4(c1)‖Cu2+(c2)∣Cu(s)(+)原电池的电动势φ池

＝φ正－φ负

＝φ阴－φ阳

正极负极二、标准电极电势指标准电极的电势。凡是符合标准态条件的电极都是标准电极。●所有的气体分压均为1×105Pa●溶液中组成电极的离子浓度为1mol·L-1●所有纯液体和固体均为1×105Pa条件下最稳定或最常见的形态●

温度为298.15K（1）标准电极电势

事实上,标准电极电势的绝对值是无法测定的。于是建立了标准氢电极。(2)

标准氢电极(3)标准电极电势的测定

对由标准Zn电极与标准氢电极构成的电化学电池，其电池表示式为:（—）Zn|Zn2+(1mol·L-1)||H3O+(1mol·L-1)|H2(1×105Pa)∣Pt（+）

实验测得电池的电动势为0.763V，

即

0.763V=φ正－φ负=0V－φ

θ(Zn2+/Zn)φ

θ(Zn2+/Zn)＝－0.763V半反应半反应φ

θ(Ox/Red)φ

θ(Ox/Red)298K时酸性水溶液中一些常用的标准电极电势

表中电对按Eθ(Ox/Red)代数值由小到大顺序排列。

Eθ代数值越大，正向半反应进行倾向越大,氧化型的氧化性越强；

Eθ代数值越小,正向半反应进行的倾向越小,即还原型的还原性越强。最强氧化剂和还原剂分别为F2和K。(4)标准电极电势表●表中的半反应均表示为还原过程：氧化型＋ne–还原型

对同一电对而言，氧化型的氧化性越强，还原型的还原性就越弱，反之亦然。●一个电对的还原型能够还原处于该电对上方任何一个电对的氧化型。其实质是氧化还原反应总是由强氧化剂和强还原剂向生成弱还原剂和弱氧化剂的方向进行。如：H+/H和Cu2+/Cu两点对都位于Zn2+/Zn电对上方。●Eq无加和性

实际体系中各物质不可能都处于标准态浓度,用非标准态条件下的电动势为判据才能得到正确的结论。能斯特方程(Nernstequation)表达了浓度对电动势(包括电池电动势和电极电势)的影响。德国化学家W.能斯特三、影响电极电势的因素(1)能斯特方程——浓度对电势的影响电极电势的能斯特方程法拉第常数：96485C/mol

用纯水代替构成标准氢电极的酸性水溶液，试计算该氢电极的电极电势。Solution

将氢电极半反应中的n值和纯水中c(H3O+)＝1.0×10-7mol·L-1,代入上式得:Question(2)电极电势与溶液pH

的关系

从氢电极的半反应出发,可以导出电极电势与溶液pH关系的通式:即,pH每增加一个单位,电极电势减少0.059V。

严格讲，溶液pH

对电极电势的影响，实质上还是浓度电极电势的影响。

计算pH等于(a)1.00,(b)2.00,(c)3.00的酸性水溶液中氢电极的电极电势。Solution将有关pH代入下式E(Ox/Red)=Eθ(Ox/Red)－0.059V·pH得：

(a)E(H3O+/H2)=0V－0.059V×2.00=－0.059V(b)E(H3O+/H2)=0V－0.059V×3.00=－0.12V(c)E(H3O+/H2)=0V－0.059V×4.00=－0.18VQuestion影响电极电势的因素还有哪些？●

沉淀的生成对电极电势的影响●配合物的生成对电极电势的影响●弱电解质的生成对电极电势的影响一、原电池的电动势原电池的电动势=正极的电极电势-负极的电极电势

φ=φ(+)-φ(-)

8.3电极电势的应用

计算下列原电池在298K时的电动势，指出正、负极，写出电池反应式.

Pt|Fe2+(1.0mol.L-1),Fe3+(0.10mol.L-1)||NO3-(1.0mol.L-1),HNO2(0.010mol.L-1L),H+(1.0mol.L-1)|PtSolution查表知：NO3–

+3H++2e

-HNO2+H2O

φ

=0.94VFe3++e

-Fe2+

φ

=0.771Vφ

=φ(+)-φ(-)=0.94-0.771=0.169V由于φ(NO3/HNO2)>φ(Fe3+/Fe2+)

-电池反应式：NO3+3H++2Fe

2+=HNO2+H2O+2Fe3+

-Question二、判断氧化还原反应进行的方向通常电动势大于零的反应，都可以自发进行。电动势越大反应自发进行的程度就越大

根据反应电动势是否大于零，判断氧化还原反应能否自发进行。如对反应做粗略判断时，可用φө数据。当两电对的标准电势之差φө>

0.5V时，不因浓度变化而使电动势改变符号。当φө

<0.2V时，离子浓度的改变，可能会改变氧化还原反应进行的方向。通过计算,判断标准态条件下反应

Pb2+(aq)

+Sn(s)Sn2+(aq)

+Pb(s)进行的方向。Solution

解题思路:先给反应设定一个方向,然后将手册中查得的数据代入计算电池电动势的公式进行计算,如果算得的电动势是正值,则反应可按设定的方向进行,反之则不能。

计算结果为正值说明反应可按假定的方向进行。=(－0.13V)－(－0.14V)=+0.01V假定反应按正方向进行，则QuestionAu(s)与Cl2(g)在水溶液中的反应方程式为：2Au+3Cl22Au3++6Cl-标准态条件下正向反应能否发生?若与纯金相接触的AuCl3浓度为1.0×10－3mol·L-1，Cl2的分压是1×105Pa,正向反应能否发生?试问：可略1)φθ池=

φθ(Cl2/Cl-)－

φθ(Au3+/Au)=(+1.36V)－(+1.42V)=－0.06V（不能）（能）2)可略T=298K的条件下,三、判断氧化还原反应进行的程度

平衡常数大小可以衡量反应进行的完全程度，平衡常数Kθ值的大小是直接由氧化剂和还原剂两电对的标准电极电势差决定的。

电势差越大，Kθ值就越大，反应也就越完全。与的关系θKθ池φ一般地，平衡常数Kθ=105，反应向右进行程度就算相当完全。当n=1时，相应的φθ=0.3V，这是一个直接从电势的大小来衡量反应进行程度的有用数据。由金和氯气构成的电池反应进行的程度。Solution根据标准电极电势表=－0.06V代入下式求Kθ

：Question如此之小,说明电池反应向右进行的程度极小。Au(s)与Cl2(g)在水溶液中的反应方程式为：2Au+3Cl22Au3++6Cl-（1）估计反应进行的程度（2）计算原电池的电动势（3）判断氧化剂和还原剂的相对强弱（4）判断氧化还原反应进行的方向（5）选择合适的氧化剂和还原剂（6）判断氧化还原反应进行的次序（7）求平衡常数（8）求溶度积常数（9）确定金属的活动性顺序（10）求溶液的pH（11）配平氧化还原反应方程式(1)判断氧化剂和还原剂的相对强弱显然,下面电对的氧化态可氧化上面电对的还原态——

对角线规则Question氧化态+ne-

还原态

Eq/V-3.045-0.7630.0000.3371.362.87Li++e-LiZn2++2e-Zn

2H++2e-H2Cu2++2e-Cu

Cl2+2e-2Cl-

F2+2e-2F-

氧化态的氧化性增强还原态的还原性增强Solution(2)判断氧化还原反应进行的方向

当外界条件一定时，反应处于标准状态，反应的方向就取决于氧化剂或还原剂的本性。

判断反应2Fe3++Cu2Fe2++Cu2+

能否自发由左向右进行？

因为,还原性Cu>Fe2+,氧化性Fe3+

>Cu2+，故上述反应可由左向右自发进行。查标准电极电势表得：Question

有一含有Cl

-、Br-、I-的混合溶液，欲使I-氧化为I2，而Br-和Cl-不发生变化。在常用的氧化剂H2O2、Fe2(SO4)3和KMnO4中选择哪一种合适？Solution(3)选择合适的氧化剂和还原剂查标准电极电势表得：Question

即：一种氧化剂可以氧化几种还原剂时，首先氧化最强的还原剂。同理，还原剂首先还原最强的氧化剂。注意：上述判断只有在有关的氧化还原反应速率足够大的情况下才正确。(4)判断氧化还原反应进行的次序Question(5)确定金属的活动性顺序

试确定金属Fe、Co、Ni、Cr、Mn、Zn、Pb在水溶液中的活动性顺序。活动性顺序为：Mn>Zn>Cr>Fe>Co>Ni>Pb查标准电极电势表得：

SolutionQuestion求下列反应在298K时的平衡常Kq

Zn+Cu2+(1.0mol/L)=Zn2＋(1.0mol/L)+Cu解：(6)求平衡常数选学解：把两电极反应组成原电池，则电Pb2+/Pb为正极，PbSO4/Pb为负极，电池反应为：(7)求溶度积常数求PbSO4的溶度积已知PbSO4+2e-

Pb+SO4

Eq

=-0.359V2-Pb2++2e-

Pb

Eq

=-0.126V,所以Kq

=5.56×107(此即氧化还原反应的平衡常数)选学

298K时，测得下列原电池电动势为0.460V，求溶液的pH。

Solution(8)求溶液的pHZn|Zn2+(1.00mol/L)||H+(?)|H2(100kPa),PtZn+2H+=Zn2++H2

E

=0.460V得：E

(Zn2+/Zn)=-0.763VE

(H+/H)=0.000V选学选学

8.4标准电势图及其应用（了解）

拉蒂麦尔图(Latimerdiagram)

是用图形表示标准电极电势数据中最简单的一种，是将同一元素不同氧化态物种的标准电极电势相互关联起来的一种表达系统,因而又叫元素电势图。如氧的元素电势图：1.229V

n=2●

计算不相邻物种之间电对的电极电势

假定元素的拉蒂麦尔图为(nx)Solution

=————————————=+0.58V

φ

θ(IO-/I2)=———————————————

(n1+n2)φθ(IO-/I-)－n2φθ(I2/I-)n1(1

+

1)×0.56V－1×0.54V1从碘在碱性溶液(pH＝14)中的拉蒂麦尔图的已知标准电极电势求Eθ(IO-/I2)。+0.54

+0.56

IO-——————I2

——————I-Question●

判断歧化反应能否发生由此得出一条一般性规律：如果图中物种左边的标准电极电势低于右边的标准电极电势(即)，该物种则可歧化为与其相邻的物质。0.337V氧化值高→低§7-6氧化还原滴定法氧化还原反应滴定终点的检测1.氧化还原指示剂

氧化还原指示剂是一些复杂的有机化合物，它们本身具有氧化还原性质。它的氧化型和还原型具有不同的颜色。如果反应中没有H+参加，则氧化还原指示剂的半反应可用下式表示：

In(Ox)+ne－=In(Red)二苯胺磺酸钠红紫色

无色

邻二氮菲—Fe(II)

邻二氮菲亦称邻菲罗啉，其分子式为C12H8N2，易溶于亚铁盐溶液形成红色的Fe（C12H8N2）32+配离子，遇到氧化剂时改变颜色，其反应式如下：

Fe(C12H8N2)32+-e－=Fe(C12H8N2)33+(深红色)(浅蓝色)

还原态氧化态在以Ce4+滴定Fe2+时,用邻二氮菲—Fe(II)作指示剂最为合适。终点时溶液由红色变为极浅的蓝色。也可以用Fe2+

滴定Ce4+，终点时溶液由浅蓝色变为深红色(桔红色)。氧化还原指示剂的变色范围根据能斯特方程，氧化还原指示剂的电位与其浓度的关系是

φIn=φInө+0.0592V/nlgCIn(Ox)/CIn(Red)(1)

指示剂不同，其Inө值不同；同一种指示剂，溶液的介质不同，φInө值也有差别。如果In(Ox)和In(Red)的颜色强度相差不大，则按照CIn(Ox)/CIn(Red)从10/1变到1/10的关系，代入式(1)中，则得到氧化还原指示剂变色的电位范围为：

φIn=φInө±0.0592V/n（25℃）

(2)

在此范围两侧可看到指示剂颜色的改变，当被滴定溶液的电位值恰等于φInө时，指示剂显中间颜色。2.其他指示剂

(一)专属指示剂

某种试剂如果能与标准溶液或被滴定物产生显色反应，就可以利用该试剂作指示剂。例如，在碘量法中，用淀粉作指示剂。淀粉遇碘(碘在溶液中以I3-形式存在)生成蓝色络合物(I2的浓度可小至2×10-5mol/L)。蓝色的出现或消失，表示终点的到达。

(二)自身指示剂

氧化还原滴定中，利用标准溶液本身的颜色变化以指示终点的叫做自身指示剂。如，用KMnO4作标准溶液时，当滴定达到化学计量点后，只要有微过量MnO4－存在，就可使溶液呈粉红色，即达滴定终点。常用的氧化还原滴定方法一、KMnO4法

（一）方法简介

高锰酸钾是一种较强的氧化剂，在强酸性溶液中与还原剂作用，其半电池反应是：

MnO4-+8H++5e-＝Mn2++4H2OE0＝1.51V

在弱酸性、中性或碱性溶液中与还原剂作用,生成褐色的水合二氧化锰(MnO2·H2O)沉淀。妨碍滴定终点观察，用KMnO4标准溶液进行滴定时，一般在强酸性溶液中进行的。所用的强酸通常是H2SO4，避免使用HCl或HNO3。因为C1-具有还原性，也能与MnO4-作用；而HNO3具有氧化性，它可能氧化某些被滴定的物质。二、应用实例

(一)H2O2的测定

可用KMnO4标准溶液在酸性溶液中直接滴定H2O2溶液，反应如下：

MnO4-

+5H2O2+6H+=2Mn2++5O2↑+8H2O

反应开始较慢，随着Mn2+的增加，反应速度加快。可预先加入少量Mn2+作为催化剂。许多还原性物质，如FeSO4、As(Ⅲ)、Sb(Ⅲ)、H2C2O4、Sn2+和NO22-等，都可用直接法测定。

(二)钙的测定

先将样品处理成溶液后，使Ca2+进入溶液中，然后利用Ca2+与C2O42-生成微溶性CaC2O4沉淀。过滤，洗净后再将CaC2O4沉淀溶于稀H2SO4中。用KMnO4标准溶液进行滴定，其反应如下：

Ca2++C2O42-＝CaC2O4↓(白)CaC2O4+2H+＝Ca2++H2C2O45H2C2O4+2MnO4-+6H＝2Mn2++10CO2↑+8H2O

凡是能与C2O42-定量生成沉淀的金属离子，只要本身不与KMnO4反应，都可用上述间接法滴定。

(三)软锰矿中MnO2含量的测定（自学）

软锰矿的主要组成是MnO2，此外，尚有锰的低价氧化物、氧化铁等。此矿若用作氧化剂时，仅仅只有MnO2具有氧化能力。测定MnO2含量的方法是将矿样在过量还原剂Na2C2O4的硫酸溶液中溶解还原，然后，再用KMnO4标准溶液滴定剩余的还原剂C2O42-，其反应为：

MnO2+C2O42-+4H+＝

2Mn2++2CO2↑+2H2O

(四)某些有机化合物含量的测定（自学）

甲醇、甘油、甲酸等有机化合物可用高锰酸钾法在碱性溶液中进行测定。如甲醇的测定，将一定量且过量的高锰酸钾标准溶液加入待测物质的试液中，反应为：

6MnO4-+CH3OH+8OH-=CO32-+6MnO42-+6H2O

反应结束后，将溶液酸化，MnO42-岐化为MnO4-和MnO2。再加入准确过量的FeSO4溶液，将所有的高价锰还原为Mn2+，最后以KMnO4溶液返滴定剩余的Fe2+。二、

重铬酸钾法

（一）方法简介

重铬酸钾也是一种较强的氧化剂，在酸性溶液中K2Cr2O7与还原剂作用被还原为Cr3+，半电池反应式：

Cr2O72-+14H++6e-＝2Cr3++7H2O与高锰酸钾法比较，具有优点：K2Cr2O7易提纯，150℃时干燥后，可直接称量配成标准溶液。K2Cr2O7标准溶液非常稳定,可长期保存。K2Cr2O7溶液为桔黄色，宜采用二苯胺磺酸钠或邻苯氨基苯甲酸作指示剂。（二）应用实例1.铁矿石中全铁含量的测定

试样一般用浓HCl加热分解，在热的浓HCl溶液中，用SnCl2将Fe(III)还原为Fe(II)，过量的SnCl2用HgCl2氧化，此时溶液中析出Hg2C12丝状白色沉淀，然后在1-2mol/LH2SO4-H3PO4混合酸介质中，以二苯胺磺酸钠作指示剂（无色→红紫色），用K2Cr2O7标准溶液滴定Fe(II)。

SnCl2+2HgCl2=SnCl4+2Hg2Cl2↓Cr2O72-+6Fe2++14H+=2Cr3-+6Fe3++7H2O

2.化学需氧量的测定

又称化学耗氧量(COD)，是表示水体受污染程度的重要指标。它是指一定体积的水体中能被强氧化剂氧化的还原性物质的量，以氧化这些有机还原性物质所需消耗的O2的量来表示。高锰酸钾法适合于地表水、饮用水和生活用水等污染不十分严重的水体，而重铬酸钾法适用于工业废水的分析。

3.土壤中有机质的测定

土壤中有机质含量的高低，是判断土壤肥力的重要指标。土壤中的有机质的含量，是通过测定土壤中碳的含量而换算的。即在浓H2SO4的存在下，加K2Cr2O7溶液，并在一定温度下(170—180℃)使土壤里的碳被K2Cr2O7氧化成CO2，剩余的K2Cr2O7，以邻苯氨基苯甲酸作指示剂，再用还原剂(NH4)2Fe(SO4)2滴定。其反应如下：Cr2O72-+8H++CH3OH→2Cr3++CO2↑+6H2OCr2O72-+6Fe2++14H+→2Cr3++6Fe3++7H2O三、碘量法

(一)方法简介

碘量法也是常用的氧化还原滴定方法之一。它是以I2的氧化性和I-的还原性为基础的滴定分析法。因此，碘量法的基本反应是I2+2e-=2I-，φ0I2/I-=0.535V

由φ0可知I2是一种较弱的氧化剂，能与较强的还原剂作用；而I-是一种中等强度的还原剂，能与许多氧化剂作用，因此碘量法可分为直接和间接两种滴定法。

2.滴定碘法(间接碘量法)

电极电势φ0（I2/I-）高的氧化性物质，在一定条件下，用碘离子来还原，产生的碘，然后用Na2S2O3标准溶液来滴定析出I2，这种方法叫做间接碘量法。例如K2Cr2O7在酸性镕液中与过量KI作用，析出I2用Na2S2O3标准溶液滴定。

Cr2O72-+6I-+14H+＝2Cr3++3I2+7H2OI2+2S