A-level 化學/AQA/模組 5/氧化還原平衡
氧化還原反應在 AS 級被廣泛研究。關鍵點總結如下
• 電子得失可以用完整的方程式表示；
• 氧化是指失去電子。當一種物質失去電子時，它被稱為被氧化。例如：Fe2+ à Fe3+ + e-
• 還原是指獲得電子。當一種物質獲得電子時，它被稱為被還原。例如：MnO4- + 8H+ + 5e- à Mn2+ + 4H2O
• 事實上，電子永遠不會被創造或毀滅；它們只能從一種物質轉移到另一種物質。涉及電子轉移的反應被稱為氧化還原反應。
• 透過將氧化過程和還原過程的半反應方程式組合起來，可以建立總的氧化還原方程式，方法是將其中一個半反應方程式中所有物質的係數乘以一個因子，以確保獲得的電子數等於失去的電子數。例如：Fe2+ à Fe3+ + e- 氧化 MnO4- + 8H+ + 5e- à Mn2+ + 4H2O 還原 將氧化反應中的所有係數乘以 5：5Fe2+ à 5Fe3+ + 5e- 表示總共獲得 5 個電子並失去 5 個電子 總方程式：MnO4- + 8H+ + 5Fe2+ à Mn2+ + 4H2O + 5Fe3+
• 一種能從另一種物質接受電子的物質是氧化劑。氧化劑在氧化還原反應中被還原。例如：MnO4- 是上述反應中的氧化劑。
• 一種能向另一種物質捐贈電子的物質是還原劑。還原劑在氧化還原反應中被氧化。例如：Fe2+ 是上述反應中的還原劑。
• 原子氧化數是指如果鍵完全是離子鍵，原子將帶的電荷。
在簡單離子中，原子的氧化數等於離子上的電荷：Na+、K+、H+ 的氧化數均為 +1。O2-、S2- 的氧化數均為 -2。
在分子或化合物中，原子氧化數之和為零：例如：SO3；S 的氧化數 = +6，O 的氧化數 = -2。+6 + 3(-2) = 0
在複雜離子中，原子氧化數之和等於離子上的總電荷。例如：MnO4-；Mn 的氧化數 = +7，O 的氧化數 = -2。+7 + 4(-2) = -1 例如：Cr2O72-；Cr 的氧化數 = +6，O 的氧化數 = -2。2(+6) + 7(-2) = -2 例如：VO2+；V 的氧化數 = +5，O 的氧化數 = -2。+5 + 2(-2) = +1
在元素的標準狀態下，每個原子的氧化數為零：在 Cl2、S、Na 和 O2 中，所有原子的氧化數均為零。
許多原子，包括大多數 d 區原子，存在於不同的氧化數中。在複雜離子或分子中，可以透過假設該物質中其他原子的氧化數是固定的來計算這些原子的氧化數。
• 氧化數對編寫半反應方程式很有用
獲得或失去的電子數可以透過以下公式推斷：獲得/失去的電子數 = 氧化數變化 * 發生氧化數變化的原子數
透過在一邊放置適當數量的水分子來平衡氧原子。
透過在一邊放置適當數量的 H+ 離子來平衡氫原子。
• 歧化反應是指同一物質同時發生氧化和還原。許多 d 區物質很容易同時發生氧化和還原，因此可以充當氧化劑和還原劑。Cu+、Mn3+ 和 MnO42- 都是例子
例如：Cu+ à Cu2+ + e- 氧化 Cu+ + e à Cu 還原
例如：Mn3+ + 2H2O à MnO2 + 4H+ + e- 氧化 Mn3+ + e- à Mn2+ 還原
例如：MnO42- à MnO4- + e- 氧化 MnO42- + 2H+ + 2e- à MnO2 + 2H2O 還原
這類物質能夠同時發生氧化和還原。歧化反應是氧化還原反應的特殊例子。
考慮將一根鋅棒浸入含有 Zn²⁺ 離子的溶液中（例如：ZnSO4）
棒上的 Zn 原子可以在棒上沉積兩個電子並以 Zn²⁺ 離子的形式進入溶液：Zn(s) == Zn²⁺(aq) + 2e 此過程會導致鋅棒上積聚負電荷。或者，溶液中的 Zn²⁺ 離子會從棒上接受兩個電子並轉移到棒上變成 Zn 原子：Zn²⁺(aq) + 2e == Zn(s) 此過程會導致鋅棒上積聚正電荷。
在這兩種情況下，棒和溶液之間都會建立起電勢差。這被稱為電極電勢。
如果將一根銅棒浸入含有銅離子的溶液中（例如：CuSO4），由於以下過程，也會建立起類似的電極電勢：Cu²⁺(aq) + 2e == Cu(s) - 還原（棒變為正極） Cu(s) == Cu²⁺(aq) + 2e - 氧化（棒變為負極）
請注意，沒有發生化學反應 - 棒和溶液之間只是存在電勢差。電勢差將取決於溶液中離子的性質、溶液中離子的濃度、所用電極的型別以及溫度。
如果將兩個不同的電極連線起來，兩個電極之間的電勢差將導致電流流過它們。因此，建立了電動勢（emf），該系統可以產生電能。
透過允許離子從一個溶液流到另一個溶液來完成電路。這是透過鹽橋實現的 - 通常是一段浸泡在惰性電解質溶液（例如：KNO3(aq)）中的濾紙。
可以使用電壓表測量 emf。電壓表具有很高的電阻，因此它們不會從主電路中分流太多電流。
以這種方式組合兩個電極被稱為電化學電池，可用於發電。構成電池的兩個元件被稱為半電池。
可以透過將鋅電極浸泡在硫酸鋅溶液中，與銅電極浸泡在硫酸銅溶液中組合，來製作典型的電化學電池。
正極是最有利於還原的電極。在本例中，是正極的銅電極。
負極是最有利於氧化的電極。在本例中，是負極的鋅電極。
因此，電子從鋅電極流向銅電極。因此，還原在銅電極處發生：Cu²⁺(aq) + 2e à Cu(s) 因此，氧化在鋅電極處發生：Zn(s) à Zn²⁺(aq) + 2e
總的電池反應如下：Zn(s) + Cu²⁺(aq) à Zn²⁺(aq) + Cu(s)
硫酸根離子透過鹽橋從 Cu2+(aq) 溶液流向 Zn²⁺(aq) 溶液，以完成電路並補償 Cu2+ 濃度降低和 Zn2+ 濃度升高。包括旁觀離子的電池反應可以寫成如下：CuSO4(aq) + Zn(s) à Cu(s) + ZnSO4(aq)。
外部連線必須由金屬線製成，以允許電子流動。鹽橋必須由水性電解質製成，以允許離子流動。
透過允許兩種化學試劑在電氣上連線，但不在化學上連線，反應只能在電子在外部流動的情況下發生。因此，化學能轉化為電能。
設計電化學電池
[edit | edit source]半電池不一定必須由浸入其離子溶液中的金屬組成。任何半反應都可以用來建立一個半電池。
如果半反應不包含其元素狀態的金屬，則必須使用惰性電極。在這種情況下通常使用鉑，因為它是一種極其惰性的金屬。如果涉及氣體，則必須以使其與電極接觸的方式將其鼓泡到溶液中。
下面給出了一些示例
a) Fe3+(aq) + e == Fe2+(aq) 使用鉑電極，浸入含有 Fe2+ 和 Fe3+ 離子的溶液中
b) Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e == 2Cr3+(aq) + 7H2O(l) 使用鉑電極，浸入含有 Cr2O72-、H+ 和 Cr3+ 離子的溶液中
c) Cl2(g) + 2e == 2Cl-(aq) 使用鉑電極，浸入含有 Cl- 離子的溶液中。氯氣透過溶液鼓泡，與電極接觸
d) 2H+(aq) + 2e == H2(g) 使用鉑電極，浸入含有 H+ 離子的溶液中。氫氣透過溶液鼓泡，與電極接觸
除了發電外，半電池還提供了有關半反應發生氧化或還原的相對能力的重要資訊。電極越正，發生還原的趨勢越大，電極越負，發生氧化的趨勢越大。
標準條件
[edit | edit source]電極電位取決於所用條件，包括溫度、壓力和反應物的濃度。
因此，在測量電極電位時有必要指定所用條件。這些條件通常設定為 298 K 的溫度、1 atm 的壓力以及溶液中所有物質的濃度為 1.0 moldm-3。在這些條件下測量的電極電位稱為標準電極電位。它們用符號 Eo 表示。
可以使用勒沙特列原理預測如果使用非標準條件電極電位將如何變化。
如果氧化劑的濃度大於 1.0 moldm-3，則更有可能有利於還原，電極電位將比標準電極電位更正。如果它的濃度小於 1.0 moldm-3，則更有可能有利於氧化，電極電位將比標準電極電位更負。對於還原劑，情況正好相反。
例如：Fe2+(aq) + 2e == Fe(s) 標準電極電位 = -0.44 V 如果 [Fe2+] = 0.1 moldm-3，則電極電位 = -0.50 V 濃度低於標準，因此還原不太可能發生，因此電極電位比預期更負。
如果溫度高於 298 K，則系統將向吸熱方向移動，電極電位將相應變化。
如果壓力大於 1 atm，則系統將向降低壓力的方向移動，電極電位將相應變化。
通常，有利於還原方向的變化將使電極電位更正，有利於氧化方向的變化將使電極電位更負。
參比電極
[edit | edit source]電化學電池的電動勢很容易測量，但單個電極電位本身實際上根本無法測量；只能測量兩個電極之間的電位差。即使將另一個電極插入溶液，它也會建立自己的電極電位，而且只能測量兩個電極之間的差值。
因此，只有在任意分配一個半電池的值的情況下，才能為半電池分配一個值，所有其他電極都是相對於它測量的。用於此目的的電極稱為參比電極。通常用於此目的的電極是標準氫電極。
氣體壓力固定在 1 atm，溫度為 25oC，H+ 離子的濃度為 1.0 moldm-3。
該電極被任意分配為 0.00V。
使用該電極，可以為所有其他半電池分配電極電位。
電壓表測量電池右側的電位，並從電池左側的電位中減去它
電動勢 = ERHS - ELHS
因此，如果標準氫電極放置在電壓表的左側，則 ELHS 將為零，電池的電動勢將是右側電極的電極電位
例如，如果標準 Zn2+(aq) + 2e == Zn(s) 電極連線到標準氫電極，並且標準氫電極放置在左側，則電池的電動勢為
-0.76V.
因此，Zn2+(aq) + 2e == Zn(s) 半電池的電極電位為 -0.76V。
例如，如果 Cu2+(aq) + 2e == Cu(s) 電極連線到標準氫電極，並且標準氫電極放置在左側，則電池的電動勢為 +0.34V。因此，Cu2+(aq) + 2e == Cu(s) 半電池的電極電位為 +0.34V。
半反應的標準電極電位可以定義如下
"半反應的標準電極電位是電池的電動勢，其中左側電極是標準氫電極，右側電極是所討論的標準電極”。
方程電動勢 = ERHS - ELHS 可以以兩種方式應用於電化學電池
a) 如果指定了 RHS 和 LHS 電極，並相應地測量了電池的電動勢，那麼如果已知一個電極的 Eo，則可以推匯出另一個電極。
例如，如果將標準銅電極 (+0.34V) 放置在左側，並將標準銀電極放置在右側，則電池的電動勢為 +0.46V。計算銀電極的標準電極電位。
電動勢 = ERHS - ELHS +0.46 = E - (+0.34V) E = 0.46 + 0.34 = +0.80V
b) 如果兩個 SEP 都已知，則如果指定了右側電極和左側電極，則可以計算形成的電池的電動勢。
例如，如果 RHS = 銀電極 (+0.80V) 並且 LHS 是銅電極 (+0.34V)，則電動勢 = +0.80 - 0.34 = +0.46V
事實上，氫電極很少在實踐中使用，原因如下：- 電極反應很慢 - 電極不易攜帶 - 難以保持恆定壓力
一旦一個標準電極電位相對於標準氫電極測量出來，就不需要再次使用標準氫電極。任何已知電極電位的電極都可以用來測量標準電極電位。這樣的電極被稱為二級標準電極。一個有用的例子是甘汞電極。
電池的常規表示
[edit | edit source]由於完全繪製每個電化學電池既麻煩又費時，因此使用了一種符號系統來完整地描述電池，而無需繪製它。
半電池寫成如下
- 電極放在垂直線的一側。- 溶液中的物質，無論是固體、液體、水溶液還是氣體，都放在垂直線的另一側。- 如果溶液中有多種物質，並且物質位於半方程的不同側，則不同的物質用逗號隔開。
例如 Zn²⁺(aq) + 2e == Zn(s)
例如 Fe3+(aq) + e == Fe2+(aq)
例如 Cl2(g) + 2e == 2Cl-(aq)
當兩個半電池連線形成一個完整的電化學電池時，電池寫成如下
- 更正的電極始終放在右側 - 兩個半電池放在兩個垂直斷線的兩側（代表鹽橋 - 電極放在最左側和最右側，其他物質放在中心相鄰的垂直斷線旁邊 - 在左側（氧化），較低的氧化態物質首先寫，較高的氧化態物質其次寫。- 在右側（還原），較高的氧化態物質首先寫，較低的氧化態物質其次寫。
例如電池反應 = Zn(s) + 2H+(aq) à Zn2+(aq) + H2(g)
例如電池反應 = Cu2+(aq) + H2(g) à Cu(s) + 2H+(aq)
例如電池反應 = Ag+(aq) + Fe2+(aq) à Ag(s) + Fe3+(aq)
這種表示電化學電池的方法被稱為電池的常規表示，並且被廣泛使用。
這種符號的一個優點是可以很容易地看到正在發生的還原和氧化過程。
在 LHS（氧化）：電極 à 還原物質 à 氧化物質 在 RHS（還原）：氧化物質 à 還原物質 à 電極
電化學系列
[edit | edit source]如果將所有標準電極電位按順序排列，通常從最負的開始，就會建立一個系列，清楚地顯示所有半反應發生氧化和還原的相對趨勢。這個系列被稱為電化學系列，該系列的簡化形式如下所示
半方程 Eo/V
Li+(aq) + e == Li(s) -3.03
K+(aq) + e == K(s) -2.92
Ca2+(aq) + 2e == Ca(s) -2.87
Na+(aq) + e == Na(s) -2.71
Mg2+(aq) + 2e == Mg(s) -2.37
Be2+(aq) + 2e == Be(s) -1.85
Al3+(aq) + 3e == Al(s) -1.66
Mn2+(aq) + 2e == Mn(s) -1.19
V2+(aq) + 2e == V(s) -1.18
Zn2+(aq) + 2e == Zn(s) -0.76
Cr3+(aq) + 3e == Cr(s) -0.74
Fe2+(aq) + 2e == Fe(s) -0.44
2H2O(l) + 2e == H2(g) + 2OH-(aq) -0.42
PbSO4(s) + 2e == Pb(s) + SO42-(aq) -0.36
Co2+(aq) + 2e == Co(s) -0.28
V3+(aq) + e == V2+(aq) -0.26
Ni2+(aq) + 2e == Ni(s) -0.25
Sn2+(aq) + 2e == Sn(s) -0.14
CrO42-(aq) + 4H2O(l) + 3e == Cr(OH)3(s) + 5OH-(aq) -0.13
Pb2+(aq) + 2e == Pb(s) -0.13
CO2(g) + 2H+(aq) + 2e == CO(g) + H2O(l) -0.10
2H+(aq) + 2e == H2(g) 0.00
S4O62-(aq) + 2e == 2S2O32-(aq) +0.09
Cu2+(aq) + e == Cu+(aq) +0.15
4H+(aq) + SO42-(aq) + 2e == H2SO3(aq) + 2H2O(l) +0.17
Cu2+(aq) + 2e == Cu(s) +0.34
VO2+(aq) + 2H+(aq) + e == V3+(aq) + H2O(l) +0.34
Cu+(aq) + e == Cu(s) +0.52
I2(aq) + 2e == 2I-(aq) +0.54
2H+(aq) + O2(g) + 2e == H2O2(aq) +0.68
Fe3+(aq) + e == Fe2+(aq) +0.77
Ag+(aq) + e == Ag(s) +0.80
2H+(aq) + NO3-(aq) + e == NO2(g) + H2O(l) +0.81
VO2+(aq) + 2H+(aq) + e == VO2+(aq) + H2O(l) +1.02
Br2(aq) + 2e == 2Br-(aq) +1.09
2IO3-(aq) + 12H+(aq) + 10e == I2(aq) + 6H2O(l) +1.19
O2(g) + 4H+(aq) + 4e == 2H2O(l) +1.23
MnO2(s) + 4H+(aq) + 2e == Mn2+(aq) + 2H2O(l) +1.23
Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e == 2Cr3+(aq) + 7H2O(l) +1.33
Cl2(g) + 2e == 2Cl-(aq) +1.36
PbO2(s) + 4H+(aq) + 2e == Pb2+(aq) + 2H2O(l) +1.46
MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e == Mn2+(aq) + 4H2O(l) +1.51
PbO2(s) + 4H+(aq) + SO42-(aq) == PbSO4(s) + 2H2O(l) +1.69
MnO4-(aq) + 4H+(aq) + 3e == MnO2(s) + 2H2O(l) +1.70
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e == 2H2O(l) +1.77
Ag2+(aq) + e == Ag+(aq) +1.98
F2(g) + 2e == 2F-(aq) +2.87
• 注意所有半反應方程式都寫成還原反應。這符合 IUPAC 編寫電極反應半反應方程式的慣例。
電化學序列具有許多有用的特點
• 序列左側的所有物質都可以接受電子並被還原為較低的氧化態。因此，它們都是氧化劑。序列右側的所有物質都可以釋放電子並被氧化為更高的氧化態，因此它們是還原劑。
• 電化學序列中半反應方程式的位置越高，標準電極電位越負，發生氧化的趨勢越大。因此，序列頂部的還原劑非常強，氧化劑非常弱。電化學序列中半反應方程式的位置越低，標準電極電位越正，發生還原的趨勢越大。因此，序列底部的氧化劑非常強，還原劑非常弱。
因此可以推斷出：i) 氧化劑在電化學序列中向下移動時強度增加 ii) 還原劑在電化學序列中向下移動時強度減弱
• 如果兩個半電池連線，則電化學序列中位置更高的半電池（即更負）將發生氧化，電化學序列中位置更低的半電池（即更正）將發生還原。
• 許多這些電極電位無法透過實驗測量，因為其中一種物質會與水發生反應。在這種情況下，標準電極電位通常是使用複雜的玻恩-哈伯迴圈計算得到的。
如果兩個半電池用電連線並允許電流流動，則更正的電極將發生還原，更負的電極將發生氧化。更正電極上的氧化劑被還原，因此氧化更負電極上的還原劑。
例如，如果鋅電極和銅電極連線，則發生以下反應：Zn(s) + Cu2+(aq) à Zn2+(aq) + Cu(s)
可以假設，如果反應在電化學上發生，它也會在化學上發生。因此，如果將鋅金屬加入硫酸銅 (II) 溶液中，將發生上述反應。然而，如果將銅金屬加入硫酸鋅 (II) 溶液中，則不會發生反應。如果發生任何反應，它必須是 Cu(s) + Zn2+(aq) à Cu2+(aq) + Zn(s)
此反應不是兩個半電池連線時發生的反應，因此不能指望它在其他情況下發生。
由於更正的電極位於電化學序列的底部，因此這些系統中的氧化劑將氧化電化學序列中位於其上方的任何還原劑。
例如，H+(aq) 會將 Pb(s) 氧化為 Pb2+(aq)，以及位於其上方的任何其他金屬，但不會將 Cu(s) 氧化為 Cu2+(aq) 或位於其下方的任何金屬。Pb(s) + 2H+(aq) à Pb2+(aq) + H2(g)
然而，硝酸等酸含有更強的氧化劑 NO3-(aq)，它會氧化任何標準電極電位比 +0.81V 更負的還原劑，例如 Cu(s) Cu(s) + 4H+(aq) + 2NO3-(aq) à Cu2+(aq) + 2NO2(g) + 2H2O(l)
還原劑會還原位於其下方電化學序列中的任何氧化劑。
例如，Fe2+(aq) 會將 VO2+(aq) 還原為 VO2+(aq)，但不會將 VO2+(aq) 還原為 V3+(aq) 或將 V3+(aq) 還原為 V2+(aq) VO2+(aq) + 2H+(aq) + Fe2+(aq) à VO2+(aq) + H2O(l) + Fe3+(aq)
預測反應是否會發生的更系統的方法是構建兩個半反應方程式，一個還原反應和一個氧化反應，用於嘗試發生的反應。由於還原反應發生在更正的電極上，因此將還原過程視為右側電極，將氧化過程視為左側電極。反應的電池電位由 ERHS - ELHS 或 EReduction - EOxidation 給出。如果電池電位為正，則反應將發生。如果電池電位為負，則反應將不會發生。此方法可用於預測任何給定的氧化還原反應是否會發生。
例如，預測鋅金屬是否會從 FeSO4(aq) 溶液中置換出鐵。正在考慮的反應是 Zn(s) + Fe2+(aq) == Zn2+(aq) + Fe(s) 還原：Fe2+(aq) + 2e == Fe(s) (Eo = -0.44V) 氧化：Zn(s) == Zn2+(aq) + 2e (Eo = -0.76V) ECELL = -0.44 -(-0.76) = +0.32V 因此反應將發生。
例如，預測鋅金屬是否會從 MnSO4(aq) 溶液中置換出錳正在考慮的反應是 Zn(s) + Mn2+(aq) à Zn2+(aq) + Mn(s) 還原：Mn2+(aq) + 2e == Mn(s) (Eo = -1.19V) 氧化：Zn(s) == Zn2+(aq) + 2e (Eo = -0.76V) ECELL = -1.19 -(0.76) = -0.43V 因此反應將不會發生。
例如，預測溴是否會從 KI(aq) 溶液中置換出碘正在考慮的反應是 Br2(aq) + 2I-(aq) == 2Br-(aq) + I2(aq) 還原：Br2(aq) + 2e == 2Br-(aq) (Eo = +1.09V) 氧化：2I-(aq) == I2(aq) + 2e (Eo = +0.54V) ECELL = 1.09 - 0.54 = +0.55V 因此反應將發生。
例如，預測溴是否會從 NaCl(aq) 溶液中置換出氯正在考慮的反應是 Br2(aq) + 2Cl-(aq) == 2Br-(aq) + Cl2(aq) 還原：Br2(aq) + 2e == 2Br-(aq) (Eo = +1.09V) 氧化：2Cl-(aq) == Cl2(aq) + 2e (Eo = +1.36V) ECELL = 1.09 - 1.36 = -0.27V 因此反應將不會發生。
標準電極電位可用於預測物質是否會發生歧化反應。
例如，預測 Ag+ 離子是否會在水溶液中發生歧化反應。可以預期 Ag+ 會根據以下半反應發生歧化反應：Ag+(aq) + e == Ag(s) 還原，Eo = + 0.80V Ag+(aq) == Ag2+(aq) + e 氧化，Eo = + 1.98V ECELL = 0.80 - 1.98 = -1.18V 因此 Ag+ 不會發生歧化反應
例如，預測 H2O2 是否會在水溶液中發生歧化反應。可以預期 H2O2 會根據以下半反應發生歧化反應：H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e == 2H2O(l) 還原，Eo = +1.77V H2O2(aq) == 2H+(aq) + O2(g) + 2e 氧化，Eo = +0.68V ECELL = 1.77 - 0.68 = +1.09V 因此 H2O2(aq) 會發生歧化反應：2H2O2(aq) + 2H+(aq) à 2H+(aq) + O2(g) + 2H2O(l) 2H2O2(aq) à 2H2O(l) + O2(g)
雖然電池電位通常可以正確預測給定反應是否會發生，但它嚴格來說僅適用於標準條件。如果使用的溶液非常濃或非常稀，則電極電位將不是標準電極電位，電池電位的符號可能與標準條件下預測的符號不同。因此，許多在標準條件下預計不會發生的反應實際上確實發生了，如果溶液很熱或很濃，並且許多在標準條件下預計會發生的反應不會發生，如果溶液太稀。
例如，二氧化錳與鹽酸的反應。MnO2(s) + 4H+(aq) + 2Cl-(aq) à Mn2+(aq) + Cl2(g) + 2H2O(l) 還原：MnO2(s) + 4H2+(aq) + 2e == Mn2+(aq) + 2H2O(l) Eo = +1.23V 氧化：2Cl-(aq) àCl2(g) + 2e Eo = +1.36V ECELL = Er - Eo = -0.13V
此反應在標準條件下不會發生。但是，如果使用熱的濃 HCl，高 Cl- 濃度有利於氧化，電極電位變得不那麼正，因此 ECELL 變得正，反應發生。
例如，重鉻酸鉀 (VI) 與鹽酸的反應。Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6Cl-(aq) à 2Cr3+(aq) + 3Cl2(g) + 7H2O(l) 還原：Cr2O72-(aq) + 14H+(aq) + 6e == 2Cr3+(aq) + 7H2O(l) Eo = +1.33V 氧化：2Cl-(aq) == Cl2(g) + 2e Eo = +1.36V ECELL = Er - Eo = -0.03V 此反應在標準條件下不會發生。但是，如果將固體重鉻酸鉀溶解在鹽酸中，高 Cr2O72- 濃度有利於還原，並使電極電位更正。因此 ECELL 變得正，反應發生。
電池電勢可以有效地預測特定反應是否會發生，但無法指示反應進行的速度。在許多情況下，ECELL為正值，但沒有明顯的反應發生。這是因為反應物動力學穩定；反應具有很高的活化能，因此在室溫下非常緩慢。在無機化學中有很多這樣的例子。
例如，Mg(s) + 2H2O(l) à Mg2+(aq) + 2OH-(aq) + H2O(g) E = -0.42V，E = -2.38V 因此 ECELL = Er - Eo = +1.96V 預計會發生反應，但實際上沒有發生。這是因為活化能太高（鎂會與蒸汽反應，並緩慢與熱水反應）。
因此，如果預期會發生反應，但發現沒有發生，可能有兩種可能的原因：- 溶液太稀（即條件非標準） - 反應非常緩慢（即反應物動力學穩定）
如果預期不會發生反應，但實際上發生了，則是因為條件非標準（即溶液濃度高）。