電化學滴定法，包括電位滴定、電流滴定、電導滴定、高頻滴定等方法。這些方法的優點是終點的判斷比較客觀，能提高滴定的準確度和靈敏度，并且不受溶液顏色及指示劑封閉僵化等影晌。

氧化還原電位滴定

氧化還原的電位滴定是當一離子被氧化時，喪失電子或負電荷；當一離子被還原則獲得電子。因此，Fe++氧化為Fe+++時，喪失一個電子。此過程與氫喪失一個電子以H+進入溶液相似。如果把鉑躲浸在含有Fe++及Fe+++離子的溶液中，則Fe++離子具有把電子放出給予鉑絲的傾向，而Fe+++離子剮有從鉑躲收取電子的傾向。于是根據兩種離子濃度的不同，將發生電位差。此時如果加入一氧化劑，將使電位隨著Fe++離子濃度漸趨減少而改變，起初緩慢而后非常急速。電位的急速改變表示滴定格點的到達。

所用的儀器與酸和堿的電位滴定所用的一樣。不過鉑電極要小，同時不要讓鉑片鍍上鉑黑，而要保持光亮，不用時放在1：1 HCl中保存。甘汞電極是連接在總電路的負極，不是連在正極。用燒瓶代替燒杯，并使CO2通過溶液的表面(不是通過溶液內)，防止被空氣氧化。氧化劑或還原劑從滴定管洼入。每隔一段時間取伏特計的讀數，到達終點時，1或2滴溶液特使電位聯生顯著的改變。[1]

電導滴定

電導滴定是利用溶液的電導改變以確定滴定終點的滴定法。溶液的電導（即電阻的倒數）依賴于溶液中離子的數目和離子的遷移速度。在滴定過程中，因中和、氧化還原、沉淀、或絡合等反應都可能引起溶液中離子數量的增加或減少，也引起電導的變化，故可得電導一體積曲線，從曲線可確定終點。測量溶液的電導可以用簡單的惠斯頓電橋，其主要的部件是電導池。電導池的兩級常用1平方厘米的鉑片。為了克服電極極化的困難，光亮的電極須經鉑化變黑，并改用交流電源。電導滴定適合作低量物質的測定，常用于測定離解常數和溶度積。

電位滴定

電位滴定是利用溶液電位變化確定當量點的滴定法。在滴定過程中，被滴定的溶液中插入連接電位計的二支電極。一支為參考電極，為飽和甘汞電極（常通過鹽橋插入），另一支為指示電極，常用鉑絲。在氧化還原、絡合、沉淀或酸堿滴定過程中，電位E隨加入標準溶液體積V，不斷改變。故最后可得E-V滴定曲線。從曲線可以確定滴定當量點。在特殊情況下可以不用參考電極而只用二支鉑絲電極。當有一小電位加于這二電極時，由于電極極化產生相反的極化電位，使電流不能通過。當滴入的標準溶液是去極化劑時（如用碘滴定硫代硫酸鈉），到終點時電極去極化，電流突增，使檢流計指針永恒偏轉。此種方法稱為死停法。電位液定能較準確地確定終點，并消除指示劑誤差，不受溶液的顏色和渾濁限制。[2]

電流滴定

電流滴定又稱“安培滴定”。利用擴散電流變化以確定終點的滴定法。所用檢流計和電極均與極諧法相同。其指示電極為滴汞電極或鉑絲微電極。可用極諧法所用任何參考電極。與極諧法不同之處是滴定過程中所加電壓是固定不變的。滴定過程中的電流變化有四種情況：(1)電流漸減至一恒定值，(2)電流從一恒定值逐漸增加，(3)電流漸減后又逐漸增加，(4)電流不斷增加。從滴定過程的電流變化可得電流一體積曲線，大多數滴定可以曲線的轉折點為滴定終點。電流滴定的原理和所用儀器與極譜法相同，故又稱極譜滴定。電流滴定可用于稀溶液（為10-4N）的滴定，溶解度較大的沉淀滴定，生成易水解鹽的酸堿滴定等。