第五章氧化还原滴定法pptConvertor.docx
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第五章氧化还原滴定法pptConvertor
第五章氧化还原滴定法
氧化还原滴定法是滴定分析中应用最广泛的方法之一。
它是以溶液中氧化剂与还原剂之间的电子转移为基础的一种滴定分析方法。
可以用来进行氧化还原滴定的反应很多。
根据所应用的氧化剂和还原剂不同，可将氧化还原滴定法分为：
高锰酸钾法、重铬酸钾法、碘量法、铈量法、溴酸盐法、钒酸盐法等。
利用氧化还原法，不仅可以测定具有氧化性或还原性的物质，而且还可以测定能与氧化剂或还原剂定量反应形成沉淀的物质。
因此，氧化还原法的应用范围很广泛。
氧化还原反应与酸碱反应和配位反应不同。
酸碱反应和配位反应都是基于离子或分子的相互结合。
反应简单，一般瞬时即可完成。
氧化还原反应是基于电子转移的反应，比较复杂，反应常是分步进行的，需要一定时间才能完成。
因此，必须注意反应速度，特别是在应用氧化还原反应进行滴定时，更应注意滴定速度与反应速度相适应。
氧化还原反应，除了发生主反应外。
常常可能发生副反应或因条件不同而生成不同产物。
因此，要考虑创造适当的条件，使它符合满足分析的基本要求。
§5-1氧化还原平衡
§5、1、1、氧化还原电对
在氧化还原反应中，氧化剂与它的还原产物及还原剂与它的氧化产物分别组成一个氧化还原电对，简称为电对。
在氧化还原电对中，组成元素的氧化值较高的物质称为氧化型物质；组成元素的氧化值较低的物质称为还原型物质。
书写电对时，氧化型物质写在左侧，还原型物质写在右侧，中间用斜线“／”隔开。
在氧化还原电对中，氧化型物质得电子，在反应中做氧化剂；还原型物质失电子，在反应中做还原剂。
利用氧化还原反应将化学能转变为电能的装置称为原电池。
从理论上讲，任何自发进行的氧化还原反应都可以设计成原电池。
原电池由两个半电池组成。
半电池又称电极，每一个电极都是由电极导体和电解质溶液组成。
原电池
分别在两个半电池中发生的氧化反应或还原反应，称为半电池反应或电极反应。
原电池的两极所发生的总的氧化还原反应称为电池反应。
在原电池中，流出电子的电极称为负极，负极发生氧化反应；流入电子的电极称为正极，正极发生还原反应。
原电池中的盐桥是一支倒置的Ｕ型管，管中填满了用饱和KCl（或NH4NO3）溶液和琼脂调制成的胶冻，这样KCl溶液不致流出，而阳离子和阴离子可以自由移动。
盐桥的作用是构成原电池的通路和维持溶液的电中性。
§5、1、2、标准电极电势的测定
单个电极的电极电势是无法测定的。
通常选定一个电极作比较标准，规定其标准电极电势为零，确定各个电极对此比较电极的相对电极电势。
IUPAC建议采用标准氢电极作为标准电极。
电极的电极电势就是给定电极与标准氢电极所组成的原电池的电动势。
标准氢电极是用镀有一层疏松铂黑的铂片作为电极导体，插入H+活度为1的酸溶液中，不断通入100kPaH2，使铂片吸附氢气达到饱和。
吸附在铂片上的H2与溶液中的H+建立了如下平衡:
这种产生在100kPaH2饱和了的铂片与H+活度为１的酸溶液之间的电势差，称为标准氢电极的电极电势。
规定标准氢电极的电极电势为零。
测定某给定电极的标准电极电势时，可将待测标准电极与标准氢电极组成下列原电池：
（-）标准氢电极|待测标准电极（+）
测定出这个原电池的电动势，就是待测电极的标准电极电势。
§5、1、3、标准电极电位的应用
（1）判断氧化还原反应的方向
利用所设计的原电池的电动势，可以判断氧化还原反应进行的方向：
，反应正向进行；
，反应处于平衡状态；
，反应逆向进行。
可以利用电对的电极电势判断氧化还原反应方向。
当氧化剂所在电对的电极电势大于还原剂所在电对的电极电势时，氧化还原反应自发进行。
即在氧化还原反应中，电极电势较大电对中的氧化型物质为氧化剂，电极电势较小电对中的还原型物质为还原剂。
（2）判断氧化还原反应进行的次序即：
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.
§5、1、4、电极电位的计算
可逆电对Ox+ne=Red的电位为
jq（Nernst方程式）
（标准电位）与温度t有关，25℃时，Nernst方程式：
氧化还原滴定通常在室温进行,不考虑温度影响
§5-2影响氧化还原反应方向的因素
在标准状况下，可根据氧化还原反应中两个电对的电位的大小，或通过有关氧化还原电对电位的计算，可以大致判断氧化还原反应进行的方向。
但是，在实际工作中，情况是复杂的，当外界（如温度、酸度、浓度等）发生变化时，氧化还原电对的电位也将受到影响，因而有可能影响氧化还原反应进行的方向。
§5、2、1、氧化剂和还原剂浓度的影响
在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂的浓度不同，电位也就不同。
因此，改变氧化剂或还原剂的浓度，可能改变氧化还原反应的方向。
通常，利用沉淀或络合反应，可以使电对中的其一组分生成沉淀或络合物，降低其浓度，从而引起反应方向的改变。
§5、2、2、溶液酸度的影响
有些氧化剂的氧化作用必须在酸性溶液中才能发生，而且酸度越大其氧化能力越强。
例如KMnO4、K2Cr2O7和（NH4）2S2O8等。
酸度对氧化还原反应方向的影响，大体可分为两种类型，即H+直接参加反应的影响及H+与氧化型或还原型结合成难离解的化合物的影响。
（1）．H+参加反应的影响
许多有H+或OH—参加的氧化还原反应变化时，就有可能改变反应进行的方向。
（2）．H+与氧化型或还原型结合成难离解化合物的影响
有些电对的电极电位，从表面上来看似乎与H+浓度无关。
例如
Fe（CN）63－+e－=Fe（CN）64－Eф=0.356V
从其半电池反应来看，虽然没有H+参加反应、但实际上，当溶液的pH值小于4时，其电极电位却迅速增大，这是由于HFe（CN）63－是一种较弱的酸。
在pH＜4的情况下，Fe（CN）63－／Fe（CN）64－的比值随着溶液中H+浓度的增大而加大，因此E也显著增大。
当pH＞4时，则溶液的H+对此电对的电极电位无影响。
§5、2、3、生成沉淀的影响
如果在氧化还原反应平衡中，加入一种可与氧化型或还原型形成沉淀的沉淀剂时，将会改变体系的标准电位或条件电位，就有可能影响反应进行的方向。
例如在某一电对中加入一种沉淀剂,则可能会使氧化型或还原型的浓度发生改变,从而使电极电位发生变化。
如碘量法测定Cu2+的含量的实验所基于的反应是：
Cu2++4I-=2CuI↓+I2
从标准电极电位判断，EфCu2+/Cu+=0.16V＜EфI2/I-=0.54V，似乎应当是I2氧化Cu+，而事实上是Cu2+氧化I-。
原因是Cu+生成了溶解度很小的CuI沉淀，从而是铜电对的电位显著提高。
§5、2、4、形成配合物的影响
配合物的形成,同样能影响氧化还原反应的方向。
因为它能改变平衡体系中某种离子的浓度，所以也能改变有关氧化还原电对的标准电位（或E）。
因此，在氧化还原反应中,加入能与氧化型或还原型生成络合物的配位剂时,由于氧化型或还原型的相对浓度发生了变化，从而改变了该体系的标准电位或条件电位。
所以,也必然引起氧化还原反应方向的改变。
§5-3氧化还原反应进行的程度与速率
§5、3、1、氧化还原反应进行的程度
并非所有的氧化还原反应都能用于滴定分析。
滴定分析要求氧化还原反应要能定量地完成。
对于一般氧化还原反应，可以通过计算反应达到平衡时的平衡常数来了解反应进行的程度。
氧化还原反应的平衡常数K，可以根据能斯特方程式，从两电对的标准电位或条件电位来求得。
一般氧化还原反应：
aOx1+bRed2=cRed1+dOx2
lgK’=lgccRed1cdOX2/caOX1cbRed2=n（Eф1-Eф2）/0.059
式中，Eф1、Eф2为氧化剂、还原剂电对的条件电位，n为两电对转移电子数的最小公倍数。
氧化还原反应的条件平衡常数K’值的大小是直接由氧化剂和还原剂两电对的条件电位之差决定的。
一般讲Eф1、Eф2之差越大，K’值也越大，反应进行得越完全。
如Eф1和Eф2相差不大，则反应进行较不完全。
那么K’值达到多大时，反应才能进行完全呢？
现在以氧化剂Ox1滴定还原剂Red2的反应
aOx1+bRed2=aRed1+bOx2
由于滴定分析的允许误差为0.1%，在终点时反应产物的浓度必须大于或等于反应物原始浓度的99.9％，即
[Ox2]＞99.9％CRed2,[Redl]＞99.9％COx1
而剩下来的物质必须小于或等于原始浓度0.1%即
[Red2]≤0.1％CRed2[Ox1]≤0.1％COx1
此时：
lgK’≥lg（103）a+b
即nΔE’/0.059≥3（a+b）ΔE’≥3（a+b）0.059/n
若n1=n2=1,则,a=b=1,n=1lgK’≥6,ΔE’≥0.35V
若n1=2,n2=1,则,a=1,b=2,n=2,lgK’≥9,ΔE’≥0.27V
若n1=1,n2=3,则,a=3,b=1,n=3,lgK’≥12,ΔE’≥0.24V
若n1=n2=2,则,a=b=1,n=2,lgK’≥6,ΔE’≥0.18V
若n1=2,n2=3,则,a=3,b=2,n=6,lgK’≥15,ΔE’≥0.15V
即两电对的条件电位之差，一般应大于0.4伏，这样的氧化还原反应，可以用于滴定分析。
实际上，当外界条件（例如介质浓度、酸度等）改变时，电对的条件电位是要改变的，因此，只要能创造一个适当的外界条件，使两电对的条件电位差超过0.4伏，这样的氧化还原反应也能用于滴定分析了。
某些氧化还原反应，虽然两个电对的标准电位相差足够大，也符合上述要求，但由于副反应的发生，使该氧化还原反应不能定量地进行，氧化剂和还原剂之间没有一定的当量关系（或摩尔比关系）。
显然，这样的氧化还原反应仍不能用于滴定分析。
§5、3、2、氧化还原反应的速度
氧化还原平衡常数K值的大小，只能表示氧化还原反应的完全程度，不能说明氧化还原反应的速度。
例如H2和O2反应生成水，K值为1041。
但是，在常温常压下，几乎觉察不到反应的进行，只有在点火或有催化剂存在的条件下，反应才能很快进行，甚至发生爆炸。
多数氧化还原反应较复杂，通常需要一定时间才能完成，所以在氧化还原滴定分析中，不仅要从平衡观点来考虑反应的可能性，还应从其反应速度来考虑反应的现实性。
因此，在讨论氧化还原滴定时，对影响反应速度的因素（浓度、酸度、温度和催化剂等）必须有一定的了解。
影响氧化还原反应速度的因素：
（1）反应物浓度对反应速率的影响
一般地说，在大多数情况下，增加反应物质的浓度，可以提高氧化还原反应的速度。
但是当反应机理比较复杂时，就不能简单地从总的氧化还原反应方程式来判断反应物浓度对反应速度的影响程度，而与每个反应进行的历程有关。
但是总的来说，反应物浓度越大，反应速度越快。
（2）温度对反应速率的影响
实验证明，一般温度升高10℃，反应速度可增加2—4倍。
如高锰酸钾氧化草酸，在室温下，该反应较慢，不利于滴定，可以加热到70-80℃来提高反应速率。
由于不同反应物所需的温度各不相同，必须根据具体情况确定反应的适宜温度。
应该注意，不是在所有的情况下都允许采用升高溶液温度的办法来加快反应速度。
有些物质（如I2）具有较大的挥发性，如果将溶液加热，则会引起I2的挥发损失；有些物质（如Sn2+、Fe2+等）很容易被空气中的氧所氧化，如将溶液加热，就会促使它们被氧化，从而引起误差。
在这写情况下，如果要提高反应的速度，就只有采用其他的办法。
（3）催化剂对反应速率的影响
在分析化学中，经常利用催化剂来改变化学速度。
催化剂分正催化剂和负催化剂两类。
正催化剂加快反应速度，负催化剂减慢反应速度。
催化反应的机理非常复杂。
在催化反应中，由于催化剂的存在，可能新产生了一些的中间价态的离子、游离基或活泼的中间络合物，从而改变了原来的氧化还原反应历程，或者降低了原来进行反应时所需的活化能，使反应速度发生变化。
诱导作用：
在氧化还原反应中，一种反应的进行，能够诱导反应速度极慢或不能进行的另一种反应的现象，叫做诱导反应。
后一反应叫做被诱导的反应。
诱导反应和催化反应是不相同的。
在催化反应中，催化剂参加反应后又转变到原来的组成，而在诱导反应中，诱导体参加反应后，变为其他物质。
§5-4氧化还原滴定曲线
在酸碱滴定过程中，我们研究的是溶液中pH值的改变。
而在氧化还原滴定过程中，要研究的则是由氧化剂和还原剂所引起的电极电位的改变，这种电位改变的情况，可以用与其他滴定法相似的滴定曲线来表示。
滴定曲线可以通过实验的方法所测得的数据进行描绘，也可以应用能斯特方程进行计算，求出相应的数据绘出。
可逆氧化还原体系滴定曲线的计算
以0.1000mol/LCe（SO4）2标准溶液滴定20.00毫升0.1000mol/LFe2+溶液为例，说明滴定过程中电极电位的计算方法。
设溶液的酸度为1mol/LH2SO4。
此时：
Fe3++e—=Fe2+EфFe3+/Fe2+=0.68V
Ce4++e—=Ce3+EфCe4+/Ce3+=1.44V
Ce4+滴定Fe2+的反应式为
Ce4++Fe2+=Ce3++Fe3+
滴定过程中电位的变化可计算如下：
（1）滴定前
（2）化学计量点前
（3）化学计量点时
（4）计量点后
计量点后的滴定中，溶液电极电位的变化，可用Ce4+／Ce3+电对进行计算。
将计算结果如下。
加入Ce4+溶液的体积V/ml滴定分数f/%体系的电极电位E/V
1.005.000.60
10.0050.000.68
18.0090.000.74
19.8099.000.80
19.9899.900.86
20.00100.01.06
20.02100.11.26
22.00110.01.32
30.00150.01.42
40.00200.01.44
可以看出，从化学计量点前Fe2+剩余0.1％到化学计量点后Ce4+过量0.1%，电位增加了1.26-0.86＝0.40伏，有一个相当大的突跃范围。
知道这个突跃范围，对选择氧化还原指示剂很有用处。
氧化还原滴定曲线突跃的长短和氧化剂与还原剂两电对的条件电位（或标准电位）相差的大小有关。
电位差较大，滴定突跃较长，电位差较小，滴定突跃较短。
那么，两电对电位之差多大时，滴定曲线上才有明显的突跃呢？
一般来说，两个电对的条件电位（或标准电位）之差大于0.20伏时，突跃范围才明显，才有可能进行滴定。
差值在0.20—0.40伏之间，可采用电位法确定终点；差值大于0.40伏，可选用氧化还原指示剂（当然也可以用电位法）指示终点。
Ce4+滴定Fe2+是两电对的氧化型和还原型在反应式中系数都相等的简单情况，Esp只由两电对的条件电位（或标准电位）和转移电子数所决定，而与浓度无关。
应当注意，在氧化剂和还原剂两个半电池反应中，若转移的电子数相等，即n1=n2，则等当点应为滴定突跃的中点。
若n1≠n2，则化学计量点偏向电子转移数较多（即n值较大）的电对一方；n1和n2相差越大，计量点越偏向电子转移数较多的电对一方。
在选择指示剂时，应该注意化学计量点在确定突跃中的位置。
还要指出，氧化还原滴定曲线常因介质不同而改变曲线的位置和滴定突跃的长短。
在氧化还原滴定法中，除了用电位法确定终点外,还可以根据所使用的标准溶液的不同，选用不同类型的指示剂来确定滴定的终点。
§5-5氧化还原滴定指示剂
§5、5、1氧化还原型指示剂
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。
通常以In（Ox）代表指示剂的氧化型；In（Red）代表指示剂的还原型；n代表反应中电子得失数。
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）
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
EIn=EInф+0.059/nlgCIn（Ox）/CIn（Red）
（1）
指示剂不同，其EInф值不同；同一种指示剂，溶液的介质不同，EInф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（A）中，则得到氧化还原指示剂变色的电位范围为：
EIn=EInф±0.059/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EIn时，指示剂显中间颜色。
若是In（Ox）和In（Red）的颜色强度相差较大，则达到中间色时电位值（EIn）要与EIn值偏离一些。
在测定Fe2+的滴定中，常用二苯胺磺酸钠或邻二氮菲作为氧化还原指示剂。
（一）二苯胺磺酸钠
二苯胺磺酸钠是以Ce4+滴定Fe2+时常用的指示剂，其条件电位为0.85伏（在H+＝1mol/L时）。
在酸性溶液中，主要以二苯胺磺酸的形式存在。
当二苯胺磺酸遇到氧化剂Ce4+时，它首先被氧化为无色的二苯联胺磺酸（不可逆），再进一步被氧化为二苯联苯胺磺酸紫（可逆）的紫色化合物，显示出颜色变化。
其变色时的电位范围为：
EIn=0.85±0.059/2=0.85±0.03（伏）
即二苯胺磺酸钠变色时的电位范围是在0.82-0.88（伏）之间。
（二）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）
氧化产物为浅蓝色的Fe（C12H8N2）33+配离子,在1mol/LH2SO4溶液中,它的条件电位EIn＝1.06伏。
实际上它在1.12伏左右变色,这是因为它的还原型颜色（红）比氧化型颜色（浅蓝）的强度大得多的缘故。
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）。
§5、5、2自身指示剂
在氧化还原滴定中，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。
例如，用KMnO4作标准溶液时，当滴定达到化学计量点后，只要有微过量的MnO4－存在，就可使溶液呈粉红色，这就是滴定的终点。
虽然KMnO4自身可以作指示剂，但是它的颜色可被觉察的最低浓度约为2×10－6mol/L。
如果在硫酸溶液（0.2mol/L）中使用二苯胺作指示剂，则所需的MnO4—浓度可降低到8×10—7mol/L。
由于使用指示剂更为灵敏，所以在高锰酸钾法中也有使用指示剂指示滴定终点的。
必须指出的是，氧化还原指示剂本身的氧化还原作用也要消耗一定量的标准溶液。
虽然这种消耗量是很小的，一般可以忽略不计，但在较精确的测定中则需要作空白校正。
尤其是以0.01mol/L以下的极稀的标准溶液进行滴定时，更应考虑校正问题。
§5、5、3、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）。
借此蓝色的出现或消失，表示终点的到达。
§5-6常用的氧化还原滴定方法
§5、6、1、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++4H2O
Eф＝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。
妨碍滴定终点的观察，所以用KMnO4标准溶液进行滴定时，一般都是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。
用KMnO4溶液作滴定剂时，根据被测物质的性质，可采用不同的滴定方式。
（1）直接滴定法
许多还原性物质，如FeSO4、H2C2O4、H2O2、Sn2+、Ti（III）、Sb（III）、As（III）、NO2—等，可用KMnO4标准溶液直接滴定。
（2）返滴定法
有些氧化性物质，如不能用KMnO4标准溶液直接滴定就可用返滴定法进行滴定。
（3）间接滴定法
有些非氧化性或非还原性的物质，不能用KMnO4标准溶直接滴定或返滴定，就只好采用间接滴定法进行滴定。
如测定Ca2+时，首先将Ca2+沉淀为CaC2O4，过滤，再用稀H2SO4将所得的CaC2O4沉淀溶解，然后用KMnO4标准溶液滴定溶液中的C2O42-，间接求得Ca2+的百分含量。
高锰酸钾法的优点是氧化能力强，一般不需另加指示剂。
高锰酸钾法的主要缺点是试剂常含有少量杂质，因而溶液不够稳定。
此外，又由于KMnO4的氧化能力强，能和很多还原性物质发生作用，所以干扰也较严重。
应用实例—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。
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++H2C2O4
5H2C2O4+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。
软锰矿中MnO2含量的测定
某些有机化合物含量的测定
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+。
§5、6、2、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与还原剂作用时被还原为Cr3+，半电池反应式为：
Cr2O72-+14H++6e-＝2Cr3++7H2O
在酸性溶液中，K2Cr2O7还原时的条件电位值常较其标准电极电位值为小。
K2Cr2O7还原时的标准电极电位（Eф＝1.33V），虽然比KMnO4的标准电位（Eф＝1.51V）低些，但它与高锰酸钾法比较，具有以下一些优点：
1.K2Cr2O7容易提纯，在140—150℃时干燥后，可以直接称量，配成标准溶液。
2.K2Cr2O7标准溶液非常稳定,可以长期保存。
3.K2Cr2O7的氧化能力没有KMnO4强，在1mol/LH
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