電導滴定是電導測定與容量分析法相結合的分析方法。電導滴定法根據滴定過程中由于化學反應所引起的溶液電導率(或電導)的變化，來確定滴定終點。化學反應可以是中和反應、絡合反應、沉淀反應和氧化還原反應。電導滴定要求反應物和生成物之間離子的淌度有大的改變，因為溶液中每一種離子都對溶液的電導有影響，因此必須消除干擾離子的影響，才能實現主反應離子電導變化的準確測定。這種方法不需要知道電導池常數，只須記錄溶液滴定過程中的電導變化即可。滴定過程中應該注意保持溫度恒定。
一、強酸強堿滴定
強堿滴定強酸的情況以NaOH滴定HC為例加以說明。其反應式為
圖1 NaOH滴定HCl的電導滴定曲線
圖1為NaOH滴定HCl的電導滴定曲線。圖中下降部分代表溶液中尚存的HC1和已形成的NaCl的電導。上升部分代表反應達終點后，過量的堿和NaCl的電導。兩條線段的交點即為滴定終點。
滴定過程中Na+不斷取代H+，H+的淌度比Na+的淌度大得多，因此在化學計量點前，溶液的電導不斷下降。化學計量點后，隨著過量的NaOH的加入，OH-和Na+濃度都在不斷增大，溶液電導也隨著增大，因而滴定曲線出現上升情況。在化學計量點處溶液具有純的NaCl的電導，這時，由于H+的淌度比OH-的淌度略大，終點的pH值會比7大。在強堿強酸相互滴定中通常采用指示劑或電位法指示終點，因此強堿滴定強酸一般不采用電導滴定法，但對于較稀的強酸溶液或強酸混合溶液的滴定，特別是滴定有水解離子存在的強酸，采用電導滴定法是很有利的。
二、弱酸(弱堿)的滴定
用強堿分別滴定離解常數 Ka為10-3和10-5的兩種弱酸時，滴定曲線如圖2。滴定開始后由于受弱酸離解平衡的控制，使滴定過程中所形成的弱酸鹽中陰離子抑制著弱酸的離解，溶液的電導降低。隨著滴定劑的不斷加入，非電導性的弱酸逐漸被導電性的鹽代替，溶液電導由極小點開始逐漸增大到化學計量點。然后由于強堿過量，電導值又迅速增大。
圖2 強堿滴定強酸
三、混合酸（堿）的滴定
圖3為用NaOH溶液或NH3·H2O分別滴定HCl與HAc的混合溶液。只要兩種酸的離解常數相差10倍以上，就可以進行分別滴定。如果要滴定中等強度的酸（ Ka≈10-3）和極弱的酸（Ka =10-10）時，可以分別用強堿和弱堿作滴定劑，先用強堿測出總量，再用只與強酸作用而與弱酸不作用的弱堿(如吡啶)來滴定強酸，從而達到分別測定的目的。
這種方法可以用來測定苯乙醇酸和苯酚，脂肪酸、松香酸和它們的混和物，皮革工業用的硫酸混合物中游離的磺酸和其它弱酸，合成丹寧中游離酚等。
圖3 用NaOH溶液或NH3·H2O分別滴定HCl與HAc的混合溶液
四、沉淀和絡合滴定
沉淀反應也可用來進行電導滴定，如用0.1 M醋酸鋇在50 %乙醇溶液中，滴定10-4 M的硫酸根離子。用硝酸銀滴定氯離子等等。在等當點前，由于幾種離子的電導相近，所以溶液電導幾乎不變；等當點后，由于過量滴定劑的加入，使電導很快增加。
如果兩種反應產物都是微溶性的，如用Ba(OH)2溶液滴定MgSO4溶液，則溶液的電導在滴定開始時逐漸減小，到等當點后，由于游離Ba(OH)2的出現，電導逐漸增大。沉淀滴定中，滴定劑中的離子與被測離子生成的沉淀物的溶度積愈小，溶液電導的轉折愈明顯。如果陽離子被沉淀，應選擇陰離子淌度小的為滴定劑。
沉淀滴定的準確度取決于沉淀形成的速度、純度和溶解度。誤差主要來源于電極的污垢吸附及其沉淀。
利用絡合反應也可進行電導滴定。如用EDTA測定有色或混濁溶液中的硬度（Ca2+-Mg2+總量）。
由于產生淌度較大的H+，因而在等當點前后電導值有明顯的轉折。
由于OH-的淌度較大，所以，絡合反應電導滴定在某些有H+、OH-參加的配位化合物研究中是很有用的。