學習氧化還原滴定法（分析化學課件）

第六章

氧化還原滴定法第一講概述

一、電極電位

二、平衡常數(shù)和準確滴定的判據(jù)

三、影響氧化還原反應速率的因素

氧化還原滴定法是基于溶液中氧化劑與還原劑之間電子的轉移進行反應的一種分析方法。一個滴定反應可由兩個可逆的半反應得來：試樣

滴定劑2MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2++10CO2+8H2O氧化還原滴定的特點①氧化還原反應的機理較復雜，副反應多，因此與化學計量有關的問題更復雜②氧化還原反應比其他所有類型的反應速率都慢③氧化還原滴定可以用氧化劑作滴定劑，也可用還原劑作滴定劑，因此有多種方法④氧化還原滴定法主要用于測定氧化劑或還原劑，也可以用于測定不具有氧化性或還原性的金屬離子或陰離子，所以應用范圍較廣一、電極電位1．標準電極電位不同的氧化劑的氧化能力和還原劑的還原能力是不相同的，其氧化還原能力的大小可以用電極電位衡量能斯特方程：對于任何一個可逆的氧化還原電對的半反應為

(Ox/Red)——電對Ox/Red的標準電極電位aOx，aRed——分別為電對氧化態(tài)和還原態(tài)的活度n——電極反應中轉移的電子數(shù)當αOx=αRed=1mol/L時，

(Ox/Red)=

(Ox/Red)標準電極電位一定的溫度下(通常為25℃)，當

Ox=

Red=1mol/L時，(若反應物有氣體參加，則其分壓等于100kPa)的電極電位。

有關電極電位的數(shù)據(jù)，可見課后附錄六數(shù)據(jù)注意：電極電位值大小與氧化還原性的關系電極電位值越大，氧化性越強，電極電位越小，還原性越強實際中，通常知道的是物質的濃度，而不是活度。簡化起見，常常忽略溶液中離子強度的影響，用濃度值代替活度值進行計算，但是，只有在濃度極稀時這種處理方法才是正確的，當濃度較大，尤其是高價離子參與電極反應時，或有其他強電解質存在下，計算結果就會與實際測定值發(fā)生較大偏差。

條件電極電位是指在某一特定條件下，電對的氧化態(tài)總濃度和還原態(tài)的總濃度均為1mol/L時的實際電極電位，它在條件不變時為一常數(shù)2．條件電極電位附錄七中列出了部分常用條件電極電位值，供查閱(若需更多資料，可查《分析化學手冊》)

2．條件電極電位3.影響條件電極電位的因素

離子強度

取決于溶液離子強度，一般可忽略離子強度對條件電極電位的影響，近似認為各組分或型體的

均等于1，以相應的平衡濃度代替活度進行計算根據(jù)能斯特方程判斷

生成沉淀的影響氧化態(tài)生成沉淀時，電對的電極電位降低還原態(tài)生成沉淀時，電對的電極電位升高生成配合物的影響氧化態(tài)形成配合物越穩(wěn)定，電對的電極電位降低還原態(tài)形成配合物越穩(wěn)定，電對的電極電位升高溶液酸度的影響[H+]或[OH-]參加氧化還原反應中，影響氧化還原態(tài)物質的分布情況，并直接出現(xiàn)在能斯特方程中，影響電勢值。二、平衡常數(shù)和準確滴定的判據(jù)n2Ox1+

n1Red2=n2Red1+

n1Ox2反應達到平衡時，兩電對的電位相等，即1、氧化還原反應的平衡常數(shù)——衡量反應進行的完全程度例：估算用KMnO4標準溶液滴定Fe2+溶液（在1.0mol/LH2SO4溶液中）達到化學計量點時體系的平衡常數(shù)。解：滴定反應：MnO4-+5Fe2++8H+→Mn2++5Fe3++4H2O查表：

(MnO4-/Mn2+)=1.51V

(Fe3+/Fe2+)=0.771Vn1=5，n2=1

lgK

=

n1n2

[

(MnO4-/Mn2+)-

(Fe3+/Fe2+)]

0.059=62.63=K

=4.27×1062

(Fe3+/Fe2+)=0.68VFe3++e-→Fe2+Ce4++e-→Ce3+

(Ce4+/Ce3+)=1.44V1、求1mol/LH2SO4溶液中下述反應的條件平衡常數(shù)：

Ce4++Fe2+→Ce3++Fe3+若氧化還原反應能用于滴定分析，化學計量點時滴定誤差必須小于等于0.1%，只有在反應完成99.9％以上，才滿足定量分析要求。因此在化學計量點時，要求：反應產(chǎn)物的濃度≥99.9％，而剩余反應物的量≤0.1％n2Ox1+n1Red2=n2Red1+n1Ox22、準確滴定的判斷滿足氧化還原反應定量分析誤差要求的平衡常數(shù)判斷式根據(jù)?

可快速判斷滴定反應能否定量進行例:計算lmol/LHCl介質中Fe3+與Sn2+反應的平衡常數(shù)，并判斷反應能否定量進行。

解：Fe3+與Sn2+反應式為：Fe3++Sn2+

→Fe2++Sn4+

查表可知，lmol/LHCl介質中，兩電對的電極電位值分別為：Fe3++e-→Fe2+

(Fe3+/Fe2+)=0.68VSn4++2e-→Sn2+

(Sn4+/Sn2+

)=0.14VlgK

≥3(n1+n2)=3(1+2)=9n(1

-2

)lgK

=0.059=2×(0.7-0.14)0.059=18.31≥9所以此反應能定量進行三、影響氧化還原反應速率的因素

僅從有關電對的條件電位判斷氧化還原反應的方向和完全程度，只說明反應發(fā)生的可能性，無法指出反應的速率。而在滴定分析中，總是希望滴定反應能快速進行，若反應速率慢，反應就不能直接用于滴定。

氧化劑、還原劑的性質內(nèi)在因素——電子層與化學鍵、電極電位、反應歷程反應物濃度（包括酸度）溫度催化劑誘導作用反應物的濃度——反應物c增加,反應速率增大此反應速率慢，但增大I-的濃度或提高溶液酸度可加速反應，實驗證明在H+濃度為0.4mol/L時，KI過量約5倍，放置5min，反應即可進行完全。

根據(jù)質量作用定律，反應速率與反應物濃度的乘積成正比，但由于氧化還原反應機理比較復雜，一般不能從從反應方程式來判斷反應物濃度對反應速度的影響。但一般說來，增大反應物的濃度可以加速反應的進行。對于有H＋參加的反應，反應速度也受溶液酸度的影響溫度——溫度升高，反應速率加快對多數(shù)反應，升高溶液溫度可以使活化分子或活化離子在反應物中的比例提高，從而加快反應速率，每增加10℃，速度增加2～3倍75～85C催化劑的影響催化劑的使用能顯著改變反應的速度。催化劑的作用主要在于改變反應歷程，或降低原來反應的活化能。Mn(VII)Mn(III)慢Mn(II)快如果不外加Mn(II)離子，而是利用反應生成的Mn(II)離子對反應進行催化，稱作自動催化反應。自催化反應的特點是：有一個誘導期，開始反應慢，隨著反應物的生成，反應加快。Mn(II)+CO2快Mn(III)(C2O4)n(3-2n)+C2O42-誘導作用在實際工作中，往往遇到一些在一般情況下不進行或進行很慢的反應，由于另外一個反應的進行，此反應就會加速進行。這種因某一氧化還原反應的發(fā)生而促進另一種氧化還原反應進行的現(xiàn)象稱為誘導作用，先發(fā)生的反應稱為誘導反應。反應速率慢由于下述反應而顯著加快受誘反應誘導反應作用體誘導體受誘體注意誘導反應和催化反應的區(qū)別：誘導反應：誘導體參與反應變?yōu)槠渌镔|催化反應：催化劑參與反應恢復到原來的狀態(tài)第六章

氧化還原滴定法第二講氧化還原滴定原理及指示劑

一、氧化還原滴定原理

二、氧化還原指示劑一、氧化還原滴定原理對于一般的可逆對稱氧化還原反應：

n2Ox1+n1Red2→n2Red1+n1Ox2滴定劑試樣兩電對的半反應的電極電位分別為：Ox1+n1e=Red1Ox2+n2e=Red2滴定過程分為四個階段①滴定前試樣中有微量樣品被氧化，但數(shù)量不清，無法計算，則滴定曲線開始不與縱坐標接觸。②滴定開始到化學計量點前滴定過程中任何一點，即每加入一次滴定劑，反應達到平衡時，兩個體系的電極電位相等，可以根據(jù)任一電對計算。通常由樣品的氧化還原電對已知濃度求得電極電位當x=50時，

=

2

x=91時，

=

2

＋

x=99時，

=

2

＋

x=99.9時，

=

2

＋

所以化學計量點前體系電極電位通常都在

2

左右

化學計量點前-0.1%

滴定一半的電位

設x為所加入氧化劑按化學計量的百分數(shù)當0＜x＜100時③化學計量點此時，c(Red2)和c(Ox1)均不知道，必須按兩電對的能斯特方程式和化學計量關系計算

sp。整理上兩式，得因為化學計量點時如果n1=n2

④化學計量點后通常由滴定劑氧化還原電對的濃度比求得電極電位設x為所加入氧化劑按化學計量的百分數(shù)所以化學計量點后電極電位通常在

1

左右

當x＞100時當x=100.1時當x=101.0時當x=200時綜上所述，化學計量點附近電極電位突越范圍是由Red2（試樣）剩余0.1%到Ox1（滴定劑）過量0.1%的電極電位范圍

'

+20.059×3n2V

'

-10.059×3n1V～若用指示劑確定終點時，則要求此突越范圍必須大于0.2V加入Ce4+溶液體積V/ml滴定分數(shù)x

％c(Fe3+)

c(Fe2+)c(Ce4+)c(Ce3+)體系的電極電

/V1.002.004.008.0010.0012.0018.0019.0019.9820.0020.0222.0030.0040.005.010.020.040.050.060.090.099.099.9100.0100.1110.0150.0200.05.26×10-21.11×10-12.50×10-16.67×10-11.00×1001.50×1009.00×1001.90×1019.99×1021.00×10-31.00×10-15.00×10-11.00×1000.600.620.640.670.680.690.740.800.861.061.261.381.421.44突躍范圍氧化還原滴定實例例：在0.5mol/LH2SO4

介質中，用0.1000mol/LCe4+

滴定0.1000mol/LFe2+溶液

(Fe3+/Fe2+)=0.68VFe3++e-→Fe2+Ce4++e-→Fe3+

(Ce4+/Ce3+)=1.44V化學計量點電位？突躍？0.68+0.059×3→1.44-0.059×3（0.86-1.26）1.062.電對的電子轉移數(shù)越小,滴定突躍越小

3.n1=n2=1，化學計量點恰好處于滴定突躍中間，化學計量點附近滴定曲線是對稱的

4.n1≠n2，化學計量點不在滴定突躍的中心，而是偏向電子得失較多的電對一方

(Ox2/Red2)+0.059n2×3

(Ox1/Red1)-0.059n1×35.滴定反應的介質不同會影響氧化還原滴定曲線的位置和突越大小影響滴定突躍的因素1.兩個電對的條件電位差

越大,滴定突躍越大

不同氧化劑滴定還原劑Fe2+解：Fe3+與Sn2+反應式為：Fe3++Sn2+

→Fe2++Sn4+

查表可知，lmol/LHCl介質中，兩電對的電極電位值分別為：Fe3++e-→Fe2+

(Fe3+/Fe2+)=0.68VSn4++2e-→Sn2+

(Sn4+/Sn2+

)=0.14V2、求在1mol/LHC1介質中，用Fe3+滴定Sn2+的化學計量點電位和突躍范圍。二、氧化還原指示劑1、自身指示劑——以滴定劑本身顏色指示滴定終點的指示劑例：KMnO4本身顯紫紅色，滴定Fe2+、C2O42-溶液時，反應產(chǎn)物Mn2+、Fe3+等顏色很淺或無色，滴定到化學計量點后，只要KMnO4稍微過量半滴就能使溶液呈現(xiàn)淡紅色，指示滴定終點的到達，KMnO4濃度為2×10-6mol/L時，就可以看到粉紅色2、專屬指示劑指示劑本身無氧化還原性，但能與滴定劑或被測定物質發(fā)生顯色反應，而且顯色反應是可逆的，可指示滴定終點例：可溶性淀粉與碘溶液(I2)反應生成深藍色配合物Fe3+與SCN-結合，生成紅色[Fe(SCN)5]2-如：鄰二氮菲亞鐵指示劑變色點：1.06VFe(C12H8N2)33++e-

Fe(C12H8N2)32+

3、氧化還原指示劑指示劑本身是氧化劑或還原劑，它的氧化態(tài)和還原態(tài)具有不同顏色E/V1.06

1.26突躍Ce4+滴定Fe2+的滴定曲線0.860.85二苯氨磺酸鈉√×√原因：終點提前

1.06鄰二氮菲亞鐵0.89鄰氨基苯甲酸指示劑選擇原則：指示劑變色點的電位應當處在滴定體系的電位突躍范圍內(nèi)，且盡量與化學計量點電位一致第六章

氧化還原滴定法第三講高錳酸鉀法樣品KMnO4標準溶液指示劑：?自身指示劑KMnO4cV樣品

c’V’1、了解高錳酸鉀的氧化特性2、掌握高錳酸鉀標準溶液的配制方法3、學會應用高錳酸鉀法進行實際測定一、高錳酸鉀的氧化特性①強酸性(pH≤1用0.5～1mol/LH2SO4介質不用HNO3和HCl）MnO4-+8H++5e→Mn2++4H2O可測Fe2+、H2O2、C2O42-等

(MnO4-/Mn2+)=1.51VH2SO4介質穩(wěn)定，只穩(wěn)定溶液為強酸性，本身既不被氧化也不被還原，也就是不參與反應。但HNO3有時可能顯氧化性參與反應；鹽酸HCl有時顯還原性參與反應。所以只有H2SO4最適合KMnO4滴定?；締卧獮椋篕MnO4

③強堿性(pH>12，大于2mol/LNaOH)MnO4-+2H2O+3e=MnO2↓

+4OH-MnO4-+e=MnO42-用于測定S2-

、SO32-

、S2O32-

、甲酸、醇、甲醛、苯酚、甘油用于測定I-、CN-、SCN-、甲酸、甲醛、丙酮。②弱酸性、中性、弱堿性

(MnO4-/MnO2)=0.593V

(MnO4-/MnO42-)=0.56V基本單元為：KMnO4

基本單元為：KMnO4

優(yōu)缺點A、優(yōu)點：①氧化能力強，應用廣泛②可作自身指示劑B、缺點：④標準滴定溶液不能直接配制,且標準滴定溶液不夠穩(wěn)定,不能久置③由于氧化能力強,選擇性欠佳。副反應,誘導反應多,干擾嚴重,必須控制好條件二、高錳酸鉀標準溶液配制①粗配粗稱一定量KMnO4溶于水加熱煮沸1h暗處保存(棕色瓶)數(shù)日用玻璃漏斗濾去

生成的沉淀MnO2暗處保存(棕色瓶)，用前標定充分氧化還原物質KMnO4試劑常含有雜質，而且在光、熱等條件下不穩(wěn)定，會分解變質②KMnO4標準溶液標定A、基準物2MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2++10CO2+8H2O間隔一段時間，KMnO4需重新標定B、標定反應Na2C2O4：105℃～110℃恒重加H2SO4酸化③標定反應條件①溫度溫度過高：C2O42-部分分解溫度過低：反應速率太慢②酸度0.5～1.0mol/LH2SO465℃酸度太低：易生成MnO2↓酸度太高：H2C2O4分解③滴定速率-先慢后快，再慢Mn2+的自動催化作用④滴定終點高錳酸鉀自身指示終點，淡粉紅色30秒不退先在Na2C2O4中加入一滴KMnO4溶液，待紫色完全褪去后，適當加快滴加速度標定結果按下式計算V——滴定時消耗KMnO4標準滴定溶液的體積，mLV0——空白試驗消耗KMnO4標準滴定溶液體積，mL為什么標定高錳酸鉀要做空白試驗？答：在滴定過程中，空氣中的塵埃等還原性物質，可能進入蒸餾水中，這樣會多消耗KMnO4標準滴定溶液。欲配制Na2C2O4溶液用于酸性介質中標定0.020mol/LKMnO4的溶液，若要使標定時，兩種溶液消耗的體積相近。問應配制多大濃度的Na2C2O4溶液？配制100mL這種溶液應稱取Na2C2O4多少克？（已知M(Na2C2O4)=134.00g/mL）等量關系：基本單元：已知結果計算：三、高錳酸鉀法的應用（1）直接滴定----還原性物質

如:H2O2、Fe2+、As(III)、NO2-，C2O42-、堿金屬及堿土金屬的過氧化物

請設計一個實驗，測定雙氧水中H2O2的含量？等量關系是：

此反應在室溫下即可順利進行。滴定開始時反應較慢，隨著Mn2+生成而加速。也可先加入少量Mn2+為催化劑5H2O2+2MnO4-+6H+5O2+2Mn2++8H2O（2）間接滴定——測定補鈣制劑中Ca2+含量H2C2O4過濾，洗滌H2SO4溶解KMnO4標準溶液等量關系：

沉淀完全措施a.在酸性試液中先加入過量(NH4)2C2O4，后用稀氨水慢慢中和試液至甲基橙顯黃色，使沉淀緩慢地生成。pH=3.1-4.4，弱酸性b.沉淀完全后，須放置陳化一段時間c.用蒸餾水洗去沉淀表面吸附的C2O42-Ca2++C2O42-CaC2O4

（3）返滴定——測定軟錳礦中的MnO2在H2SO4溶液中加入一定量過量的Na2C2O4標準溶液，待MnO2與C2O42-作用完畢后，用KMnO4標準溶液滴定過量的C2O42-。MnO2+C2O42-+4H+→Mn2++2CO2+2H2O2MnO4-+5C2O42-+16H+=2Mn2++10CO2+8H2O等量關系是：

（4）化學耗氧量CODMn測量COD:1L水中還原性物質在一定條件下被氧化時所消耗的氧含量，是反應水體被還原性物質污染的重要指標，還原性物質包括有機物、亞硝酸鹽、亞鐵鹽和硫化物等。滴定反應：5C(水樣)+4MnO4-+12H+→5CO2↑+4Mn2++6H2O5C2O42-+2MnO4-+16H+→10CO2+2Mn2++8H2O等量關系：酸化的水樣過量KMnO4過量Na2C2O4剩余KMnO4溶液剩余Na2C2O4溶液KMnO4標準溶液加熱目的：充分氧化水中還原性物質第六章

氧化還原滴定法第四講重鉻酸鉀法重鉻酸鉀是一種常用的氧化劑，1903年開始用于測鐵與KMnO4比較：A、不足①氧化能力遠較KMnO4低；②應用范圍較窄，只能在酸性條件下使用；③不容易和有機物質反應。Cr2O72-+14H++6e→2Cr3++7H2O

(Cr2O72-/Cr3+)=1.33VB、優(yōu)點①純、穩(wěn)定、制成基準物質直接配制標準溶液，易保存0.017mol·L-1標液,24年濃度沒變(密閉容器中)

易于提純，可達99.99%(兩次重結晶)，在140～150℃干燥2h后，直接配標液；其溶液相當穩(wěn)定，可長期保存，煮沸不分解；②氧化性適中,選擇性好

滴定Fe2+時不誘導Cl-反應，可在低于3.0mol·L–1HCl滴定Fe2+。指示劑:二苯胺磺酸鈉,鄰苯氨基苯甲酸。一、重鉻酸鉀標準溶液配制標定反應：Cr2O72-+6I-+14H+=2Cr3++3I2+7H2OI2+2Na2S2O3=2NaI+Na2S4O6

(1)直接法：基準試劑:K2Cr2O7105~110℃(2)間接法：分析純K2Cr2O7Na2S2O3標液標定反應條件：0.2～0.4mol·L-1HCl；K2Cr2O7與過量KI作用在暗處反應一段時間10min；滴定時，待反應接近終點時，加入淀粉指示劑。V1——滴定時消耗硫代硫酸鈉標準滴定溶液的體積，mL；V2—空白試驗消耗硫代硫酸鈉標準滴定溶液的體積，mL；V—重鉻酸鉀標準滴定溶液的體積，mL；此處空白試驗是：同樣量的KI、H2SO4和蒸餾水，操作步驟也一樣。目的是檢驗水中的氧減多少KI氧化為I2。二、重鉻酸鉀法的應用(1).鐵礦石中全鐵量的測定重鉻酸鉀法是測定礦石中全鐵量的標準方法根據(jù)預氧化還原方法的不同分為SnCl2-HgCl2法和SnCl2-TiCl3(無汞法)。①.SnCl2-HgCl2法

Fe2O3FeOFe2++SnCl2(過量)HgCl2Hg2Cl2↓除去過量Sn2+磷硫混酸SnCl2濃HClFe2+Cr2O72-二苯胺磺酸鈉指示劑由淺綠變?yōu)樽霞t色Fe2O3FeOFe2++Fe3+(少量)SnCl2熱濃HCl滴加TiCl3Na2WO4指示劑Fe2++Ti3+(少量)鎢藍W(V)Cr2O72-滴定Fe2++Ti4+至藍色消失Fe3++Ti4+Cr2O72-滴定二苯胺磺酸鈉指示劑由淺綠變紫紅色兩種方法的等量關系是：

②無汞測定法①測定氧化劑：NO3-、ClO3-等②測定強還原劑：Ti3+、Sn2+等等量關系：

等量關系：

Cr2O72-Cr2O72-（2）利用Cr2O72-－Fe2+反應測定其他物質水樣

加熱回流2h，充分氧化有機和還原性物質亞鐵靈指示劑硫酸亞鐵銨標液Cr3+，F(xiàn)e3+VmLK2Cr2O7標液Ag2SO4(催化)、H2SO4③.測定污水的化學耗氧量CODCr測定污染嚴重的生活污水和工業(yè)廢水

某硅酸鹽試樣1.000g，用重量法測得(Fe2O3+Al2O3)的總量為0.5000g。將沉淀溶解在酸性溶液中，并將Fe3+還原為Fe2+，然后用0.03000mol/LK2Cr2O7溶液滴定，用去25.00mL。計算試樣中Fe2O3和Al2O3質量分數(shù)?；瘜W耗氧量(COD)是指每升水中的還原性物質（有機物與無機物），在一定條件下被強氧化劑氧化時所消耗的氧的質量(mg)。今取廢水樣100.0mL，用H2SO4酸化后，加25.00mL0.01667mol/LK2Cr2O7溶液，以Ag2SO4為催化劑煮沸一定時間，待水樣中還原性物質較完全地氧化后，以鄰二氮菲-亞鐵為指示劑，用0.1000mol/LFeSO4滴定剩余的Cr2O72-，用去了15.00mL。計算廢水樣中化學耗氧量。第六章

氧化還原滴定法第五講碘量法I2+2e-=2I-I3-+2e=3I-

I3-/I-＝0.535V固體I2在水中溶解度很小，且易于揮發(fā)，通常將I2溶解于KI溶液中，此時，它以I3-配離子形式存在，其半反應為：I2是較弱的氧化劑，能與較強的還原劑作用I-是中等強度的還原劑，能與許多氧化劑作用水中一、直接碘量法——碘滴定法滴定劑I3-標準溶液直接滴定較強的還原劑:S2O32-，As(III)，Sn(II)，SO32-，S2-，Vc等適用條件：弱酸性至弱堿性酸性強：I-

會被空氣中的氧氣氧化3I2+

6OH-

IO3-+5I-+H2O歧化堿性強：I2標準溶液升華法制得的純碘，可以直接配制，但碘易揮發(fā)且對天平有腐蝕性，不宜在分析天平上稱量，所以一般間接配制。配制：I2+KI與少量水一起研磨→稀釋→貯棕色瓶標定：Na2S2O3

標液測定時，應用移液管加硫化鈉試液于過量的酸性碘溶液中，以防止S2-在酸性條件下生成H2S而損失。反應完成后，再用Na2S2O3標準溶液滴定過量的碘。Na2S+I2→S↓+2NaII2+2Na2S2O3=2NaI+Na2S4O6

n(Na2S)=n(I2)-n(Na2S2O3)2121（1）直接碘量法測硫化鈉(2)直接碘量法測定海波中(Na2S2O3?5H2O)含量

俗稱大蘇打或海波，是無色透明的單斜晶體,易溶于水,水溶液呈弱堿性反應,有還原作用,可用作定影劑、去氯劑和分析試劑。

大蘇打產(chǎn)品中可能存在雜質(亞硫酸鈉)的干擾，可借加入甲醛來消除。二、間接碘量法——滴定碘法

用I-

的還原性測氧化性物質，用Na2S2O3標液滴定反應生成或過量的I2KIO3,MnO4-,Cr2O72-,Cu2+,H3AsO4,H2O2，PbO2適用條件：弱酸性至中性基本反應：2I--2e-