第八章氧化還原滴定法

1用計算說明，在pH=5.00的乙酸緩沖溶液中能否用0.02000mol·L-1的EDTA滴定同濃度的Pb2+？已知lgKPbY=18.0，lgαPb(Ac)=2.0，pH=5.00時，lgαY(H)=6.6，lgαPb(OH)=0

計算題：解：lgKPbYˊ=lgKPbY-lgαPb(Ac)-lgαY(H)

=18.0-2.0-6.6=9.4據題意

CM，SP=0.01000mol·L-1故lgCM，SP·KPbYˊ=lg(0.01000×109.4)=7.4>6.0所以能用0.02000mol·L-1的EDTA滴定同濃度的Pb2+2023/2/4第八章氧化還原滴定法Oxidation-ReductionTitrationRedoxtitration2023/2/4氧化還原滴定法是以氧化還原反應為基礎的滴定分析方法；氧化還原滴定法的特點：（1）應用范圍非常廣泛；（2）可用的滴定劑多。如高錳酸鉀法、重鉻酸鉀法、碘量法（3）氧化還原反應基于電子轉移，機理復雜，反應往往是分步進行的，還常伴有各種副反應發(fā)生。

氧化還原滴定法2023/2/4

根據所應用的氧化劑或還原劑，可將氧化還原滴定法分為：高錳酸鉀法、重鉻酸鉀法、碘量法、鈰量法、溴酸鹽法、釩酸鹽法等學習高錳酸鉀法、重鉻酸鉀法、碘量法、鈰量法、溴酸鹽法，掌握其特點。掌握氧化還原平衡和氧化還原滴定的一般原理和規(guī)律

本章的學習目的：氧化還原滴定法的分類：氧化還原電對：由同一元素的氧化態(tài)物質和其對應的還原態(tài)物質所構成的整體，一般以Ox/Red表示。2023/2/4電對的性質1.可逆氧化還原電對:可迅速建立起氧化還原平衡,其電勢基本符合Nernst公式計算的理論電勢.例如:Fe3+/Fe2+,Fe(CN)63-/Fe(CN)64-,I2/I-2.不可逆氧化還原電對:不能在氧化還原反應的任一瞬間建立起真正的平衡,其實際電勢與Nernst公式計算的理論電勢相差較大.例如:MnO4-/Mn2+,Cr2O72-/Cr3+,S4O62-/S2O32-,CO2/C2O42-,O2/H2O2,H2O2/H2O電對分類2023/2/4氧化態(tài)、還原態(tài)系數1.對稱電對：氧化態(tài)與還原態(tài)的系數相同。例如：2.不對稱電對：氧化態(tài)與還原態(tài)系數不同。

例如：2023/2/4可逆的氧化還原半反應Ox+ne-=Red

25℃時

第一節(jié)氧化還原平衡一、能斯特方程氧化劑或還原劑的氧化或還原能力的強弱可以用有關電對的標準電極電勢來衡量。2023/2/44對于任意氧化還原反應

Ox1+Red2=Red1+Ox2由電對電勢的高低判斷反應的方向2023/2/44故，Zn+Cu2+=Zn2++Cu反應可向右進行。

例如，判斷Zn+Cu2+=Zn2++Cu反應是否向右進？>2023/2/4二、條件電勢可逆的氧化還原半反應Ox+ne=Red

250C時

在實際工作中，常用濃度代替活度進行計算,考慮溶液中離子強度的影響2023/2/4考慮副反應的影響，副反應的存在，改變氧化型及還原型的濃度，所以2023/2/4則（2）式變?yōu)椋?/p>

62023/2/4當cOx=cRed=1mol·L-1或c

Ox/cRed=1時，它是指特定條件下，當電對c

Ox=cRed=1mol·L-1或c

Ox/cRed=1時，校正了各種外界因素影響之后的實際電勢。2023/2/41與條件穩(wěn)定常數與穩(wěn)定常數K之間的關系類似。條件電勢反映了離子強度與各種副反電勢響的總結果，但目前缺乏各種條件下的條件電勢，因而實際應用有限。2我們在處理氧化還原平衡時，應盡量采用條件電勢。在缺乏相同條件下的條件電勢，可采用相近條件下的條件電勢；若無相近的值，則可用代替。

強調：2023/2/4例如，查不到1.5mol/L硫酸介質的條件電勢，可用1.0mol/L硫酸介質的條件電勢，若直接采用標準電勢則誤電勢大。例8-2計算在2.5mol·L-1HCl溶液中，用固體亞鐵鹽將0.100mol·L-1K2Cr2O7還原至一半時溶液的電極電位。解：溶液的電極電勢就是Cr2O72-/Cr3+電極電勢。其半反應為：Cr2O72-+14H++6e-=2Cr3++7H2O

附錄一表11中沒有該電對相應的條件電勢值，可采用3mol·L-1HCl介質中的代替，=1.08V。

2023/2/4當0.100mol·L-1K2Cr2O7被還原至一半時：

CCr(VI)=0.5×0.100mol·L-1=0.0500mol·L-1CCr(III)=2×0.0500mol·L-1=0.100mol·L-182023/2/4三、影響條件電勢的因素1.離子強度9

從條件電勢的定義式可以看出，對于同一電對，若離子強度不同，則條件電勢不同。但在實際計算中，由于活度系數不易計算，且各種副反應及其它因素的影響更為主要，故可忽略離子強度的影響，即近似地認為各活度系數等于1。此時：2023/2/4A沉淀的生成2.副反應沉淀的生成，絡合物的形成，溶液的酸度變化，會導致副反應系數發(fā)生變化，條件電勢必然發(fā)生變化。在氧化還原反應中，當加入能與氧化態(tài)或還原態(tài)生成沉淀物的沉淀劑時，由于氧化態(tài)或還原態(tài)的濃度發(fā)生了變化，改變了該電對的條件電極電勢，

2Cu2++4I-=2CuI↓+I2

2023/2/4Cu2++eCu+I2+2e2I-理論上2Cu++2I22Cu2++4I-實際上2Cu2++4I-2CuI↓

+2I2

2023/2/4B絡合物的形成例8-4計算pH=3.0,[HF]+[F-]=0.10mol?L-1時Fe(Ⅲ)/Fe(Ⅱ)電對的。2023/2/4112023/2/4OH-、H+參與反應的電對MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O弱酸堿參與反應的電對H3AsO4+2H++2e=H3AsO3+2H2O…C溶液的酸度變化2023/2/4例8-5計算pH＝8.0，As(V)/As(III)電對的條件電位2023/2/42023/2/4四、氧化還原反應進行的程度氧化還原反應進行的完全程度可以用平衡常數或條件平衡常數的大小來衡量，可以根據能斯特方程由兩個電對的標準電極電勢或條件電勢來求得。由標準電極電勢→K，由條件電勢→K’（條件平衡常數）2023/2/41氧化還原反應條件平衡常數半反應:aOx1+bRed2=aRed1+bOx2-n2eb=nn1ea=n132023/2/4aOx1+bRed2=aRed1+bOx2反應達平衡時，E1=E2此平衡不僅是在計量點，而且在滴定的任一瞬間均可達到平衡。整個體系只有一個電位值，可以通過任何一個半反應來求得。可表示反應程度2023/2/4兩邊同乘以n，得：14a=n/n1,b=n/n2,故n=an1=bn2E′↗,K′↗;因此，E′也可用來判斷反應的程度。2023/2/4要求其在化學計量點時完全程度至少達到99.9%：2氧化還原反應定量完全判據

（2）、（3）式即為氧化還原反應定量完全的判據式

152023/2/4162023/2/4例8-6在1mol?L-1HClO4溶液中用KMnO4標準溶液滴定Fe2+溶液，計算體系的條件平衡常數，并求計量點時溶液中CFe(Ⅲ)與CFe(Ⅱ)之比。解：MnO4-+8H++5e=Mn2++4H2O=1.45VFe3++e=Fe2+=0.732V滴定反應為：MnO4-+5Fe2++

8H+=Mn2++5Fe3++4H2O182023/2/4化學計量點時：CFe(Ⅲ)=5CMn(Ⅱ)CFe(Ⅱ)=5CMn(Ⅶ)

故CMn(Ⅱ)/CMn(Ⅶ)=CFe(Ⅲ)/CFe(Ⅱ)

依K′=(CMn(Ⅱ)C5Fe(Ⅲ))/(CMn(Ⅶ)C5Fe(Ⅱ))=C6Fe(Ⅲ)/C6Fe(Ⅱ)

因此CFe(Ⅲ)/CFe(Ⅱ)=2023/2/44第七章第一節(jié)一、條件電勢2023/2/44二、氧化還原反應條件平衡常數三、氧化還原反應定量完全判據

a=n/n1,b=n/n22023/2/4若兩電對在反應中電子轉移數均為2，為使反應完全程度達到99.9%，兩電對的條件電勢差至少應大于（）。

A0.09V；B0.27V；C0.36V；D0.18V

選擇題：

答案：D2023/2/4若兩電對在反應中電子轉移數分別為1和2，為使反應完全程度達到99.9%，兩電對的條件電勢差至少應大于（）。

A0.09V；B0.27V；C0.36V；D0.18V

選擇題：

答案：B2023/2/4這僅僅說明反應發(fā)生的可能性，并不能說明反應的速度。實際上，有些反應盡管理論上可行，但由于反應速度太慢，實際上反應卻不能進行。19第二節(jié)氧化還原反應的速率2023/2/4熱力學角度：Ce4+可氧化H2O。動力學角度：反應速率極慢，實際上反應根本無進行，故Ce4+可以在水中穩(wěn)定存在。例如：H2和O2反應生成水，K值為1041。但是，在常溫常壓下，幾乎覺察不到反應的進行，只有在點火或有催化劑存在的條件下，反應才能很快進行，甚至發(fā)生爆炸。

2023/2/4一、影響反應速度的因素1.反應物濃度的影響：一般地說，[反應物]↗,v↗

有[H+]參加的反應，[H+]↗，v↗2.溫度的影響：對大多數反應，T↗,v↗；通常每升高10oC，反應速率大約增大23倍。

※提高反應物的溫度，要視反應物的性質控制適當的溫度。如MnO4-與C2O42-的反應，控制溫度為70-80oC即可；易揮發(fā)的物質（如I2,會↑）、易被空氣中O2氧化的物質（如Sn2+、Fe2+等），均不能采用升高溫度的方法來提高反應速度。202023/2/4三.催化劑的影響------催化作用和誘導作用（一）催化作用催化劑：包括正催化劑和負催化劑。正催化劑加快反應速率，負催化劑減慢反應速率

利用反應產物本身起催化作用的反應稱為自動催化反應或自身催化反應。

212023/2/4（二）誘導作用——有害、導致誤差

在氧化還原反應，一個反應在通常情況下并不發(fā)生或進行極慢，由于另一個氧化還原反應的進行，誘發(fā)和促進這一氧化還原反應的現象，稱為誘導作用。作用體誘導體由于下述反應而顯著加快：受誘體反應很慢受誘反應誘導反應2023/2/4注意誘導作用和催化作用的區(qū)別：相同點：均可以加快反應速率；不同點：催化劑參與反應后并不改變其原來的組成和形態(tài)；而在誘導作用中，誘導體參加反應后變?yōu)槠渌镔|受誘反應與副反應也不同：一般副反應速率不受主反應速率的影響；受誘反應由于誘導反應的存在而大大加快2023/2/4第三節(jié)氧化還原滴定曲線氧化還原滴定曲線的特點：在氧化還原滴定中，隨著滴定劑的加入，反應物的氧化態(tài)和還原態(tài)的濃度逐漸變化，體系的電勢也隨之不斷的改變，這種變化可用氧化還原滴定曲線來表示。氧化還原滴定曲線體系的電極電勢隨滴定分數或滴定劑體積變化的曲線通常，實驗測得。當然，對于可逆體系也可計算。2023/2/4一、氧化還原滴定的滴定分數

aOx1+bRed2=aRed1+bOx2若以濃度為co(Ox1)的Ox1滴定體積為V0、濃度為Co(Red2)的Red2,當加入的滴定劑體積為V時。滴定分數2023/2/4當fsp=1時，滴定達到化學計量點二、可逆氧化還原體系滴定曲線

在1mol?L-1H2SO4介質中，用0.1000mol?L-1Ce4+溶液滴定20.00毫升0.1000mol?L-1Fe2+溶液為例，說明氧化還原滴定曲線的繪制。2023/2/4對電對1

對電對2

Ce4+滴定Fe2+的反應式為

Ce4++Fe2+=Ce3++Fe3+242023/2/4整個體系只有一個電勢值，在滴定的各個階段，可選用兩電對中任一便于計算的電對來計算體系的電極電勢值。（一）滴定開始至化學計量點前當滴加19.98mLCe4+（-0.1%相對誤差）時，溶液中99.9%的Fe2+被氧化為Fe3+，未被滴定的Fe2+只0.1%252023/2/4（二）化學計量點時

兩式相加得：

化學計量點時，

262023/2/4(三)化學計量點后當滴加20.02mLCe4+（+0.1%相對誤差）時，即Ce4+過量0.1%：272023/2/4

表8-1

0.1000mol?L-1Ce4+滴定0.1000mol?L-1Fe2+

（VFe2+=20.00mL,1mol?L-1H2SO4中）加入Ce4+溶液的體積，V/mL

體系的電極電勢，E/V

1.000.6018.000.7419.800.8019.980.8620.001.0620.021.2620.201.3222.001.38

滴定突躍

化學計量點前后±0.1%相對誤差范圍內電勢變化范圍，稱為氧化還原滴定電勢位突躍范圍。

282023/2/4SP以后采用滴定劑的電極電位進行計算體系的電位SP時采用兩電對的電極電位聯立求解體系電位對稱電對且電子轉移數相等的體系的滴定突躍上下限的體系電位和計量點時的體系電位公式的特點滴定度為50％和200％時的體系電位的特點SP以前采用被滴定物的電極電位進行計算體系的電位滴定%電對電位(V)*50Fe3+/Fe2+

91Fe3+/Fe2+E=0.68+0.059=0.74*99.9Fe3+/Fe2+E=0.68+0.059×3=0.86*100*100.1Ce4+/Ce3+E=1.44+0.059×(-3)=1.26

110Ce4+/Ce3+E=1.44+0.059×(-1)=1.38*200Ce4+/Ce3+E=(0.68+1.44)/2=1.06Fe+CeE=1.44E=0.682023/2/4滴定突躍范圍取決于兩電對的電子轉移數與條件電勢差與濃度無關

2023/2/4n1=n2時，化學計量點為滴定突躍的中點。

例如：Ce4++Fe2+=Ce3++Fe3+突躍范圍：0.86～1.26V，Esp=1.06V。

n1≠n2時,化學計量點偏向n值較大的電對一方。

例如：

2Fe3++Sn2+=2Fe2++Sn4+突躍范圍：0.23～0.50V,

Esp=0.32V,偏向

滴定突躍范圍2023/2/4Fe3+滴定Sn2+的滴定曲線(1mol/LHCl)◆◆2023/2/4滴定突躍范圍氧化劑和還原劑兩電對ΔE?差值大，滴定突躍就大，差值小，滴定突躍就小

滴定突躍的大小與氧化劑和還原劑的濃度無關。2023/2/4

應該指出，此例中兩電對均為可逆電對，通過計算得到的滴定曲線與實測結果比較一致。如果涉及不可逆電對，則情況有所不同。302023/2/4二、化學計量點電勢的計算通式

aOx1+bRed2=aRed1+bOx2化學計量點時

312023/2/4（3）n1+(4)n2:

（5）式為化學計量點電勢電勢算公式

32aOx1+bRed2=aRed1+bOx22023/2/4化學計量點相對誤差-0.1%時的電勢:

化學計量點相對誤差+0.1%時的電勢:

滴定突躍

332023/2/4對于不對稱的氧化還原反應，如Cr2O72-+14H++6e=2Cr3++7H2O(太復雜，僅需了解)342023/2/4

例如,在1mol·L-1HCl介質中,用0.2000mol·L-1Fe3+滴定0.10000mol·L-1Sn2+,試計算化學計量點時的電勢。已知在此條件下，Fe3+/Fe2+電對的=0.70V,Sn4+/Sn2+電對的=0.14V。

解：滴定反應式為2Fe3++Sn2+=2Fe2++Sn4+Fe3++e=Fe2+

Sn4++2e=Sn2+

2023/2/4一、氧化還原指示劑In(Ox)+ne=

In(Red)

A顏色

B顏色35第四節(jié)氧化還原滴定中的指示劑(In)2023/2/4常見氧化還原指示劑顏色變化

指示劑氧化型還原型次甲基藍0.36天藍色無色二苯胺磺酸鈉0.85紫紅色無色鄰苯氨基苯甲酸0.89紫紅色無色鄰二氮菲亞鐵1.06淺藍色紅色指示劑選擇的原則：指示劑變色點電勢值處于體系的滴定突躍范圍內，并盡量與ESP一致。362023/2/4二、其它指示劑1、自身指示劑2、專屬指示劑

在氧化還原滴定中，利用滴定劑或被滴定液本身的顏色變化來指示終點的指示劑稱為自身指示劑

本身并無氧化還原性，但它能與滴定體系中的氧化劑或還原劑結合而顯示出與本身不同的顏色淀粉吸附I2，藍色過量的預氧化劑或預還原劑易除去。H2O2加熱分解,H2S加熱揮發(fā)，NaBiO3微溶于水可過濾除去第五節(jié)氧化還原滴定前的預處理預氧化劑和預還原劑的選擇原則:

目的：將被測物預先處理成所期望的價態(tài)反應應有一定的選擇性。

反應進行完全，反應速度快例：鈦鐵礦中Fe的測定表面覆蓋著鋅汞齊的鋅粒填充柱固載預還原劑的淋洗預處理法一、氧化還原滴定曲線SP以前采用被滴定物的電極電位進行計算體系電位SP以后采用滴定劑的電極電位進行計算體系電位計量點時采用兩電對的電極電位聯立求解體系電位對稱電對體系的滴定突躍點時的體系電位和計量點時的體系電位公式本節(jié)學習重點滴定度為50％和200％時的體系電位的特點二、氧化還原滴定的指示劑

氧化還原指示劑是一類本身具有氧化還原性的有機試劑，其氧化型和還原型具有不同的顏色。氧化還原指示劑、自身指示劑、專屬指示劑三、氧化還原滴定前的預處理8.6氧化還原滴定的方法原理特點應用范圍高錳酸鉀法重鉻酸鉀法碘量法其他方法一.高錳酸鉀法1.原理2.KMnO4法的特點氧化能力強，應用廣泛KMnO4可作為自身指示劑不穩(wěn)定不宜在HCl介質中進行滴定1）直接滴定法（測定還原性的物質）3、KMnO4法的滴定方式與應用H2O2的測定:2)間接測定法鈣鹽中鈣的測定:則可以利用下式計算鈣的含量：要點：沉淀條件和滴定條件3)返滴定法（測定氧化性的物質）MnO2準確加入Na2C2O4H2SO4Mn2+CO2+C2O42-

（過量）KMnO4Mn2+CO2軟錳礦中MnO2含量的測定：化學需氧量的測定

COD：ChemicalOxygenDemandCOD：它是指水體易被強氧化劑氧化的還原性物質所消耗的氧化劑所相當的氧量，以mg/L表示。試樣標液KMnO4H2SO4沸水加熱KMnO4（過量）標液Na2C2O4Na2C2O4（過量）KMnO4二.重鉻酸鉀法(dichromatetitration)1.原理2.特點

(1)

純度高:K2Cr2O7易提純(99.99%)，在140～150℃干燥后，可作為基準物質直接準確稱量配制標準溶液。

(2)

穩(wěn)定性強:K2Cr2O7標準溶液非常穩(wěn)定，在密閉容器中可長期保存，濃度基本不變。

(3)

選擇性比較高:故在室溫下Cr2O72-與Cl-不發(fā)生反應，可以在HCl溶液中滴定Fe2+。但HCl的濃度較高或將溶液煮沸時，K2Cr2O7也能部分地被Cl-還原

(4)不能用作自身指示劑:雖然Cr2O72-為橙黃色，Cr3+為綠色，但K2Cr2O7的顏色較淺，不能用作自身指示劑，常用的指示劑是二苯胺磺酸鈉。2、應用

1)測定鐵的含量(重要)

標準方法

鐵樣熱鹽酸溶解Fe3+有汞法：+SnCl2+HgCl2無汞法：+TiCI3甲基橙Fe2+△Fe3+K2Cr2O7①有汞法中多余的SnCl2除去：SnCl2+HgCl2=

SnCl4+

Hg2Cl2↓②滴定前加H2SO4及H3PO4混合液：

a、H3PO4與Fe3+生成無色的絡合物Fe（PO4）23-或Fe（HPO4）2-

，消除Fe3+黃色的干擾；

b、Fe3+生成絡合物，降低電對Fe3+/Fe2+的電位（突躍起點從

0.86V降至0.51V），使終點與計量點一致(指示劑變色點為

0.84V)，減小滴定誤差二苯胺磺酸鈉指示劑3)廢水中有機物的測定

化學耗氧量(COD)是衡量水污染程度的一項指標，反映水中還原性物質的含量，常用K2Cr2O7法測定。

測定方法：在水樣中加入HgSO4消除Cl-干擾，加入過量K2Cr2O7溶液，在強酸性介質中，以Ag2SO4催化劑，加熱回流，待氧化完全后，過量K2Cr2O7用FeSO4標準溶液返滴定，用亞鐵靈（鄰二氮菲-Fe(II))指示滴定終點。本方法在銀鹽催化劑存在下，直鏈烴有85～95%被氧化，芳烴不起作用，因此所得結果不夠嚴格。三.碘量法(iodimetry)【概述】：碘量法也是常用的氧化還原滴定法之一，它是利用I2的氧化性和I-的還原性進行滴定的分析方法。固體I2水溶性比較差，為了增加其溶解度，通常將I2溶解在KI溶液中，此時I2以I3-形式存在（為了簡化起見，I3-一般仍簡寫為I2）。其電極反應是：直接碘量法(碘滴法)

：用I2的標準溶液直接滴定被滴定物：S2-、SO32-、S2O32-、Sn2+、AsO33-、SbO33-、抗壞血酸和還原糖等較強的還原劑。滴定條件：醋酸的弱酸性介質。

I2+2OH-IO-+I-+H2O3IO-2I-+IO3-

1.直接碘量法(碘滴法)比電位高的氧化性物質可用此法測定。

a.某氧化劑與I-作用，使I-氧化而析出I2；

b.用Na2S2O3標準溶液滴定析出的I2。

c.指示劑：可溶性淀粉溶液。

例如：KMnO4在酸性溶液中與過量的的KI作用，析出的I2用Na2S2O3標準溶液滴定。其反應如下：

2MnO4-+10I-+16H+2Mn2++5I2+8H2O2S2O32-+I22I-+S4O62-2.間接碘量法(滴定碘法)1)控制溶液的酸度－中性或弱酸性

OH-

3I2+6OH-IO3-+5I-+3H2OS2O32-+2H+SO2+S+H2O4I-+4H++O22I2+2H2OH+2)加入過量的碘化鉀-防止碘的升華、增加碘的溶解度

滴定條件

：3.碘量法誤差的主要來源1．碘的揮發(fā)預防：1）過量加入KI——助溶，防止揮發(fā)增大濃度，提高速度2）溶液溫度勿高，避免加熱3）碘量瓶中進行反應（磨口塞，封水）4）滴定中勿過分振搖2．碘離子的氧化（酸性條件下）預防：1）控制溶液酸度（勿高）2）避免光照（暗處放置）3）I2完全析出后立即滴定4）除去催化性雜質（NO3-，NO，Cu2+）1)膽礬(CuSO4·5H2O)中銅含量的測（間接）4.碘量法應用示例1）反應必須在pH＝3.5～4的弱酸性溶液中進行，以防止

Cu2+的水解及I2的歧化。酸化時常用H2SO4或HAc，不能用HCl和HNO32）防止Fe3+對測定的影響；3）使CuI沉淀轉化為溶解度更小的CuSCN沉淀，以減小吸附（加入KSCN或NH4SCN）【注意】

I2在堿性溶液中可生成IO-，葡萄糖分子中的醛基能被過量的IO-定量地氧化為葡萄糖酸，剩余的IO-在堿性溶液中發(fā)生歧化反應，生成IO3-和I-，溶液酸化后，析出的I2用Na2S2O3標準溶液回滴至終點。其反應為：2)葡萄糖含量的測定（返滴定法）

I2+2OH-IO-+I-+H2OC6H12O6+IO-+OH-

C6H12O7-+I-+H2O3IO-IO3-+2I-IO3-+5I-+6H+3I2+3H2O葡萄糖含量的測定酸性條件下葡萄糖酸

水體與大氣交換或經化學、生物化學反應后溶解在水中的氧稱為溶解氧,用DO(DissolvedOxygen)表示。

【測定方法】在堿性介質中，溶解氧能將Mn2+氧化生成Mn4+的氫氧化物棕色沉淀，在酸性介質中Mn4+又可氧化I-而析出與溶解氧等量的I2，用Na2S2O3標準溶液滴定析出的I2，即可計算出溶解氧的含量。3)水中溶解氧的測定其反應為：

則：MnSO4+2NaOHMn(OH)2+Na2SO42Mn(OH)2+O22MnO(OH)2MnO(OH)2+2H2SO4Mn(SO4)2+3H2OMn(SO4)2+2KIMnSO4+K2SO4+I2I2+2Na2S2O3Na2S4O6+2NaI水中溶解氧的測定4）卡爾.費休法測定微量水分