課題 14：氧化還原反應 II — 進階電化學與氧化還原滴定

歡迎來到氧化還原反應 II（Redox II）！在第一年（Redox I）中，你已經學習了電子轉移和氧化數的基本概念。在本章中，我們將會把這些基礎知識延伸至電化學、熱力學可行性、燃料電池以及高精準度的定量滴定分析。本溫習筆記特別針對 Pearson Edexcel A Level Chemistry (9CH0) 卷一（Paper 1） 編寫。請按部就班閱讀各步驟示例，徹底掌握當中的核心概念。

1. 進階半反應式與氧化還原配平

在進階無機化學中，氧化還原過程通常發生在酸性水溶液中。要配平複雜的多電子反應，我們會使用包含水（\(\text{H}_2\text{O}\)）、氫離子（\(\text{H}^+\)）和電子（\(\text{e}^-\)）的系統化方法。

步驟拆解：配平方法（酸性環境）

1. 配平主要元素：先配平除氧和氫以外的所有原子。
2. 配平氧原子：在缺少氧的一邊加入 \(\text{H}_2\text{O}(\text{l})\) 分子。
3. 配平氫原子：在缺少氫的一邊加入 \(\text{H}^+(\text{aq})\) 離子。
4. 配平總電荷：在較正電荷的一邊加入電子（\(\text{e}^-\)），使兩邊的總電荷相等。

課程指引必背關鍵半反應式

• 高錳酸根離子（manganate(VII) ions）的還原：
\(\text{MnO}_4^-(\text{aq}) + 8\text{H}^+(\text{aq}) + 5\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Mn}^{2+}(\text{aq}) + 4\text{H}_2\text{O}(\text{l})\)
（錳的氧化態由 \(+7\) 變為 \(+2\)）

• 重鉻酸根離子（dichromate(VI) ions）的還原：
\(\text{Cr}_2\text{O}_7^{2-}(\text{aq}) + 14\text{H}^+(\text{aq}) + 6\text{e}^- \rightleftharpoons 2\text{Cr}^{3+}(\text{aq}) + 7\text{H}_2\text{O}(\text{l})\)
（鉻的氧化態由 \(+6\) 變為 \(+3\)）

• 碘的還原：
\(\text{I}_2(\text{aq}) + 2\text{e}^- \rightleftharpoons 2\text{I}^-(\text{aq})\)

• 硫代硫酸根離子（thiosulfate ions）氧化為連四硫酸根離子（tetrathionate ions）：
\(2\text{S}_2\text{O}_3^{2-}(\text{aq}) \rightleftharpoons \text{S}_4\text{O}_6^{2-}(\text{aq}) + 2\text{e}^-\)
（硫的平均氧化態由 \(\text{S}_2\text{O}_3^{2-}\) 中的 \(+2\) 增加至 \(\text{S}_4\text{O}_6^{2-}\) 中的 \(+2.5\)）

合併半反應式以寫出總反應式

要合併半反應式，需將其中一個或兩個半反應式乘以整數，使失去的電子數目等於獲得的電子數目。兩式相加時，電子必須完全抵消。

範例說明：合併 \(\text{Fe}^{2+}\) 氧化為 \(\text{Fe}^{3+}\) 以及 \(\text{MnO}_4^-\) 的還原反應。
氧化半反應式：\(\text{Fe}^{2+}(\text{aq}) \rightarrow \text{Fe}^{3+}(\text{aq}) + \text{e}^-\)
還原半反應式：\(\text{MnO}_4^-(\text{aq}) + 8\text{H}^+(\text{aq}) + 5\text{e}^- \rightarrow \text{Mn}^{2+}(\text{aq}) + 4\text{H}_2\text{O}(\text{l})\)
將鐵的半反應式乘以 5，使兩邊皆為 \(5\text{e}^-\)：
\(5\text{Fe}^{2+}(\text{aq}) \rightarrow 5\text{Fe}^{3+}(\text{aq}) + 5\text{e}^-\)
將兩式相加：
\(\text{MnO}_4^-(\text{aq}) + 8\text{H}^+(\text{aq}) + 5\text{Fe}^{2+}(\text{aq}) \rightarrow \text{Mn}^{2+}(\text{aq}) + 5\text{Fe}^{3+}(\text{aq}) + 4\text{H}_2\text{O}(\text{l})\)

核心要點

務必先配平原子（用 \(\text{H}_2\text{O}\) 配平 \(\text{O}\)，用 \(\text{H}^+\) 配平 \(\text{H}\)），然後用 \(\text{e}^-\) 配平電荷。在最終的總反應方程式中，必須確保電子完全抵消。

2. 標準電極電勢與電化學電池

何謂標準電極電勢（Standard Electrode Potential, \(E^\ominus\)）？

半電池的標準電極電勢（\(E^\ominus\)）是指在標準條件下，該半電池與標準氫電極（Standard Hydrogen Electrode, SHE）連接時所產生的電動勢（electromotive force, EMF）。

所需的標準條件

• 溫度：\(298\text{ K}\)（\(25^\circ\text{C}\)）
• 壓力：所有氣體均為 \(100\text{ kPa}\)（\(1\text{ bar}\)）
• 濃度：所有參與反應的水溶液離子濃度均為 \(1.00\text{ mol dm}^{-3}\)

標準氫電極（SHE）— 通用參比標準

由於我們無法測量單個獨立半電池的絕對電勢，因此我們會將所有電極與一個通用參比基準進行比較：即標準氫電極。根據國際協定，其電勢定義為：

\(E^\ominus = 0.00\text{ V}\)

SHE 的組成部分：
• 以 \(100\text{ kPa}\) 氣壓通入的氫氣（\(\text{H}_2\)）。
• 氫離子濃度為 \(1.00\text{ mol dm}^{-3}\) 的水溶液（例如 \(1.00\text{ mol dm}^{-3}\ \text{HCl}(\text{aq})\) 或 \(0.50\text{ mol dm}^{-3}\ \text{H}_2\text{SO}_4(\text{aq})\)）。
• 鍍鉑鉑電極（platinised platinum electrode, \(\text{Pt}\)），提供惰性導電表面並作為平衡反應的催化劑。
• 保持在 \(298\text{ K}\)。
• 平衡半反應式：\(2\text{H}^+(\text{aq}) + 2\text{e}^- \rightleftharpoons \text{H}_2(\text{g})\)

半電池的種類

1. 金屬／金屬離子半電池（Metal / Metal Ion Half-Cell）：
由一塊固體金屬片浸入其自身離子的 \(1.00\text{ mol dm}^{-3}\) 溶液中組成（例如：浸在 \(1.00\text{ mol dm}^{-3}\ \text{Zn}^{2+}(\text{aq})\) 中的 \(\text{Zn}(\text{s})\) 金屬片）。
平衡式：\(\text{Zn}^{2+}(\text{aq}) + 2\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Zn}(\text{s})\)

2. 氣體／非金屬離子半電池（Gas / Non-Metal Ion Half-Cell）：
氣體持續通入並接觸浸在 \(1.00\text{ mol dm}^{-3}\) 離子溶液中的惰性鉑電極（例如：通入 \(1.00\text{ mol dm}^{-3}\ \text{Cl}^-(\text{aq})\) 並接觸 \(\text{Pt}(\text{s})\) 的 \(\text{Cl}_2(\text{g})\) 氣體）。
平衡式：\(\text{Cl}_2(\text{g}) + 2\text{e}^- \rightleftharpoons 2\text{Cl}^-(\text{aq})\)

3. 離子／離子半電池（溶液中含有兩種氧化態）（Ion / Ion Half-Cell）：
惰性鉑電極浸入含有同一元素兩種不同氧化態且濃度相等（各為 \(1.00\text{ mol dm}^{-3}\)）的溶液中（例如：浸入同時含有 \(1.00\text{ mol dm}^{-3}\ \text{Fe}^{2+}(\text{aq})\) 和 \(1.00\text{ mol dm}^{-3}\ \text{Fe}^{3+}(\text{aq})\) 溶液中的 \(\text{Pt}(\text{s})\)）。
平衡式：\(\text{Fe}^{3+}(\text{aq}) + \text{e}^- \rightleftharpoons \text{Fe}^{2+}(\text{aq})\)

實驗儀器功用：高阻抗電壓表與鹽橋

• 高阻抗電壓表（High-Resistance Voltmeter）：連接兩個電極。它幾乎不抽取電流，從而防止氧化還原反應自發趨向平衡，使系統能測出最大的電勢差（電動勢／EMF）。
• 鹽橋（Salt Bridge）：允許離子在兩個半電池之間移動以平衡電荷積聚，從而接通電路，同時避免兩邊的溶液直接混合。它通常是一條浸透了惰性電解質（如 \(\text{KNO}_3(\text{aq})\) 或 \(\text{KCl}(\text{aq})\)）的濾紙（前提是該電解質不會與任何半電池溶液產生沉澱）。

IUPAC 標準電池記法（Standard Cell Notation）

化學家使用標準簡寫記法來表示電化學電池，無需每次繪製詳細圖表：

• 單垂直線（\(\mid\)）：代表相界面（例如固態金屬與水溶液之間）。
• 雙垂直線（\(\parallel\)）：代表鹽橋。
• 逗號（\(,\)）：分隔處於同一物理相態的物種（例如 \(\text{Fe}^{2+}(\text{aq}), \text{Fe}^{3+}(\text{aq})\)）。
• 排列規則：按照慣例，發生氧化反應的半電池（陽極／負極）寫在左邊，發生還原反應的半電池（陰極／正極）寫在右邊。處於最還原狀態的物種寫在最外側，而處於最氧化狀態的物種則緊靠鹽橋兩側。

範例（丹尼爾電池 Daniell Cell）：
\(\text{Zn}(\text{s}) \mid \text{Zn}^{2+}(\text{aq}) \parallel \text{Cu}^{2+}(\text{aq}) \mid \text{Cu}(\text{s})\)

離子／離子系統範例：
\(\text{Pt}(\text{s}) \mid \text{Fe}^{2+}(\text{aq}), \text{Fe}^{3+}(\text{aq}) \parallel \text{Ag}^+(\text{aq}) \mid \text{Ag}(\text{s})\)

計算標準電池電勢（\(E^\ominus_{\text{cell}}\)）

計算電池的標準電勢公式如下：

\(E^\ominus_{\text{cell}} = E^\ominus_{\text{right}} - E^\ominus_{\text{left}}\)   （即 \(E^\ominus_{\text{還原}} - E^\ominus_{\text{氧化}}\)）

計算範例：
已知下列標準還原電勢：
\(\text{Zn}^{2+}(\text{aq}) + 2\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Zn}(\text{s}) \quad E^\ominus = -0.76\text{ V}\)
\(\text{Cu}^{2+}(\text{aq}) + 2\text{e}^- \rightleftharpoons \text{Cu}(\text{s}) \quad E^\ominus = +0.34\text{ V}\)
若 \(\text{Zn}\) 在左側，\(\text{Cu}\) 在右側：
\(E^\ominus_{\text{cell}} = (+0.34) - (-0.76) = +1.10\text{ V}\)

核心要點

電子經由外電路導線從較負的電極（氧化端）流向較正的電極（還原端）。離子則在鹽橋中移動以維持溶液的電中性。

3. 熱力學可行性 vs. 動力學阻礙

從 \(E^\ominus\) 數值預測反應可行性

• 在標準條件下，若總標準電池電勢為正值（即 \(E^\ominus_{\text{cell}} > 0\text{ V}\)），則該氧化還原反應在熱力學上是可行的（thermodynamically feasible）。
• 半電池的 \(E^\ominus\) 數值愈正，獲得電子的傾向愈大（即作為氧化劑／發生還原反應的能力愈強）。
• 半電池的 \(E^\ominus\) 數值愈負（或正值愈小），失去電子的傾向愈大（即作為還原劑／發生氧化反應的能力愈強）。

與熵變（\(\Delta S_{\text{total}}\)）及平衡常數（\(K\)）的關係

標準電極電勢與熱力學穩定性及化學平衡位置有直接關聯：

• \(E^\ominus_{\text{cell}}\) 與總熵變（\(\Delta S_{\text{total}}\)）成正比：
\(\Delta S_{\text{total}} = n F E^\ominus_{\text{cell}}\)
（其中 \(n\) 為轉移電子的摩爾數，\(F\) 為法拉第常數 Faraday constant）

• \(E^\ominus_{\text{cell}}\) 與 \(\ln K\) 成正比：
\(\ln K \propto E^\ominus_{\text{cell}}\)
因為 \(\Delta G^\ominus = -n F E^\ominus_{\text{cell}} = -R T \ln K\)，移項整理可得：
\(\ln K = \frac{n F E^\ominus_{\text{cell}}}{R T}\)

Edexcel 課程著重於正比關係：較大的正 \(E^\ominus_{\text{cell}}\) 值對應極大的正 \(\Delta S_{\text{total}}\) 以及極大的平衡常數 \(K\)，代表該反應基本上進行得非常徹底。

為何 \(E^\ominus_{\text{cell}} > 0\text{ V}\) 的反應在實際中可能不會發生？

千萬別誤以為只要反應可行就一定會立即發生！實際觀察不到反應主要有兩大原因：

1. 動力學阻礙（活化能過高）：
\(E^\ominus_{\text{cell}}\) 僅反映熱力學性質（反應物與生成物之間的能量差），完全無法反映反應速率。如果反應的活化能（\(E_a\)）極高，在室溫下反應速率將會慢到無法察覺。

2. 非標準條件：
標準電極電勢嚴格適用於 \(298\text{ K}\)、\(100\text{ kPa}\) 以及 \(1.00\text{ mol dm}^{-3}\)。一旦改變濃度、壓力或溫度，根據勒沙特列原理（Le Chatelier's principle），平衡位置將會移動，導致實際電極電勢（\(E\)）偏離 \(E^\ominus\)。這可能會使原本不可行的反應變成可行，反之亦然。

自身氧化還原反應 / 歧化反應（Disproportionation Reactions）

歧化反應是指同一種化學物種同時被氧化和還原，生成兩種不同產物的反應。我們可以透過計算還原與氧化半反應結合後的 \(E^\ominus_{\text{cell}}\) 來判斷歧化反應是否可行。

範例：銅(I) 離子的歧化反應
已知半反應式：
1. 還原：\(\text{Cu}^+(\text{aq}) + \text{e}^- \rightleftharpoons \text{Cu}(\text{s}) \quad E^\ominus = +0.52\text{ V}\)
2. 氧化：\(\text{Cu}^{2+}(\text{aq}) + \text{e}^- \rightleftharpoons \text{Cu}^+(\text{aq}) \quad E^\ominus = +0.15\text{ V}\)
總反應式：\(2\text{Cu}^+(\text{aq}) \rightarrow \text{Cu}^{2+}(\text{aq}) + \text{Cu}(\text{s})\)
\(E^\ominus_{\text{cell}} = E^\ominus_{\text{還原}} - E^\ominus_{\text{氧化}} = (+0.52\text{ V}) - (+0.15\text{ V}) = +0.37\text{ V}\)
由於 \(E^\ominus_{\text{cell}} > 0\text{ V}\)，在標準條件下，水溶液中的 \(\text{Cu}^+\) 歧化生成 \(\text{Cu}^{2+}\) 和固態 \(\text{Cu}\) 在熱力學上是可行的。

核心要點

\(E^\ominus_{\text{cell}}\) 為正值代表熱力學上可行（\(\Delta S_{\text{total}} > 0\) 且 \(K > 1\)），但高活化能可能會在動力學上阻礙反應進行。

4. 商業電池與燃料電池

商業電池的分類

• 原電池 / 一次電池（Primary Cells）：不可充電。電池內部的電化學反應不可逆。化學物質耗盡後，電池即報廢（例如鋅碳電池或標準鹼性電池）。
• 蓄電池 / 二次電池（Secondary Cells）：可充電。透過施加反向的外加電流，內部電化學反應可以逆向進行，重新生成原來的反應物（例如鋰離子電池、鉛酸汽車蓄電池）。
• 燃料電池（Fuel Cells）：需要持續從外部供應燃料（例如氫氣）及氧化劑（例如氧氣）。燃料在電極上透過電化學方式被氧化，而非直接燃燒，能以高效率產生電能，並減少溫室氣體排放。

氫氧燃料電池（The Hydrogen-Oxygen Fuel Cell）

氫氧燃料電池可在酸性或鹼性條件下運作。你必須熟記兩種電解質環境下的電極反應式與總反應式。

酸性電解質燃料電池

• 陽極（氧化反應）：
\(\text{H}_2(\text{g}) \rightarrow 2\text{H}^+(\text{aq}) + 2\text{e}^- \quad (E^\ominus = 0.00\text{ V})\)

• 陰極（還原反應）：
\(\text{O}_2(\text{g}) + 4\text{H}^+(\text{aq}) + 4\text{e}^- \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}(\text{l}) \quad (E^\ominus = +1.23\text{ V})\)

• 總電池反應：
\(2\text{H}_2(\text{g}) + \text{O}_2(\text{g}) \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}(\text{l}) \quad (E^\ominus_{\text{cell}} = +1.23\text{ V})\)

鹼性電解質燃料電池

• 陽極（氧化反應）：
\(\text{H}_2(\text{g}) + 2\text{OH}^-(\text{aq}) \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}(\text{l}) + 2\text{e}^- \quad (E^\ominus = -0.83\text{ V})\)

• 陰極（還原反應）：
\(\text{O}_2(\text{g}) + 2\text{H}_2\text{O}(\text{l}) + 4\text{e}^- \rightarrow 4\text{OH}^-(\text{aq}) \quad (E^\ominus = +0.40\text{ V})\)

• 總電池反應：
\(2\text{H}_2(\text{g}) + \text{O}_2(\text{g}) \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}(\text{l}) \quad (E^\ominus_{\text{cell}} = (+0.40) - (-0.83) = +1.23\text{ V})\)

請留意：不論是在酸性還是鹼性條件下，總反應方程式與標準總電池電勢（\(+1.23\text{ V}\)）完全相同！反應生成的唯一產物只有水（\(\text{H}_2\text{O}\)）。

核心要點

只要持續供應燃料與氧氣，燃料電池就能不斷發電。酸性與鹼性氫氧燃料電池的總反應式皆為 \(2\text{H}_2 + \text{O}_2 \rightarrow 2\text{H}_2\text{O}\)，且總 \(E^\ominus_{\text{cell}} = +1.23\text{ V}\)。

5. 定量氧化還原滴定與核心實驗 11

核心實驗 11：使用高錳酸鉀 (VII) 測定鐵丸中的鐵含量

高錳酸鉀（\(\text{KMnO}_4\)）是一種強氧化劑，常用於定量容量分析。

• 滴定反應：
\(\text{MnO}_4^-(\text{aq}) + 8\text{H}^+(\text{aq}) + 5\text{Fe}^{2+}(\text{aq}) \rightarrow \text{Mn}^{2+}(\text{aq}) + 5\text{Fe}^{3+}(\text{aq}) + 4\text{H}_2\text{O}(\text{l})\)
• 化學計量比： \(1\text{ mol }\text{MnO}_4^- \equiv 5\text{ mol }\text{Fe}^{2+}\)

實驗重要細節與酸的選擇（考試常見題目）

• 為什麼必須使用稀硫酸（\(\text{H}_2\text{SO}_4\)）進行酸化？
稀硫酸能提供反應所需的 \(\text{H}^+\) 離子，且自身不會參與任何副反應或競爭性的氧化還原反應。

• 為什麼不能使用氫氯酸 / 鹽酸（\(\text{HCl}\)）？
\(\text{MnO}_4^-\) 離子的氧化力極強，足以將氯離子（\(\text{Cl}^-\)）氧化成氯氣（\(\text{Cl}_2\)）。這會消耗額外的高錳酸根溶液，導致滴定讀數偏高，從而高估鐵的含量。

• 為什麼不能使用硝酸（\(\text{HNO}_3\）？ 硝酸本身就是一種強氧化劑，會將部分 \)\text{Fe}^{2+}\) 離子氧化為 \(\text{Fe}^{3+}\)，導致所需的高錳酸根溶液體積減少（滴定讀數偏低）。

• 為什麼不能使用濃 \(\text{H}_2\text{SO}_4\) 或乙酸 / 醋酸（\(\text{CH}_3\text{COOH}\）？ 濃 \)\text{H}_2\text{SO}_4\) 具有氧化性。而乙酸屬於弱酸，無法提供反應所需的高濃度 \(\text{H}^+\) 離子。

• 自身指示終點（Self-Indicating End Point）：
此實驗不需要外加指示劑！\(\text{MnO}_4^-\) 離子呈深紫色，而 \(\text{Mn}^{2+}\) 幾乎無色。當 \(\text{MnO}_4^-\) 從滴定管滴入錐形瓶時，會立即被 \(\text{Fe}^{2+}\) 還原而褪色。當所有 \(\text{Fe}^{2+}\) 完全反應後，多加的一滴過量 \(\text{MnO}_4^-\) 會使溶液由無色變為首度出現且不褪色的淡粉紅色（first permanent faint pink），即為滴定終點。

• 滴定管讀數小貼士：
由於高錳酸鉀溶液顏色極深，很難看清彎月面的底部。因此，在記錄初讀數和終讀數時，必須統一讀取彎月面的頂部（top of the meniscus）。

碘－硫代硫酸鹽滴定（Iodine-Thiosulfate Titrations）

碘－硫代硫酸鹽滴定法通常採用兩步法來測定各種氧化劑（例如 \(\text{Cu}^{2+}\)、\(\text{ClO}^-\) 或 \(\text{IO}_3^-\)）的濃度。

第一步：生成碘
在待測氧化劑中加入過量的碘化鉀（\(\text{I}^-\)）。氧化劑會將 \(\text{I}^-\) 氧化，釋放出碘（\(\text{I}_2\)）。
範例（以銅(II) 離子為例）：
\(2\text{Cu}^{2+}(\text{aq}) + 4\text{I}^-(\text{aq}) \rightarrow 2\text{CuI}(\text{s}) + \text{I}_2(\text{aq})\)
（注意：\(\text{CuI}\) 為白色沉澱，而生成的 \(\text{I}_2\) 會使溶液呈棕色）

第二步：滴定釋放出的碘
用硫代硫酸鈉（\(\text{Na}_2\text{S}_2\text{O}_3\)）標準溶液滴定釋放出來的碘：
\(\text{I}_2(\text{aq}) + 2\text{S}_2\text{O}_3^{2-}(\text{aq}) \rightarrow 2\text{I}^-(\text{aq}) + \text{S}_4\text{O}_6^{2-}(\text{aq})\)
化學計量比：\(1\text{ mol }\text{I}_2 \equiv 2\text{ mol }\text{S}_2\text{O}_3^{2-}\)
因此：\(2\text{ mol }\text{Cu}^{2+} \equiv 1\text{ mol }\text{I}_2 \equiv 2\text{ mol }\text{S}_2\text{O}_3^{2-}\)，即 \(\text{Cu}^{2+}\) 與 \(\text{S}_2\text{O}_3^{2-}\) 的摩爾比為 \(1:1\)。

指示劑與加入時機：
• 指示劑：澱粉溶液（Starch solution）。
• 何時加入：先滴定棕色的碘溶液，直到其顏色變為淡稻草黃色（pale straw-yellow），此時才加入幾滴澱粉指示劑。溶液會立即變為深藍黑色（blue-black）。
• 為什麼不能在一開始就加入澱粉？ 若在碘濃度仍高時加入澱粉，碘會與澱粉發生不可逆的緊密結合，形成不溶性複合物，導致滴定終點判斷不準確。
• 滴定終點：深藍黑色剛好徹底消失，溶液完全變為無色（若為分析銅離子，溶液中會帶有白色 \(\text{CuI}\) 沉澱）。

核心要點

在高錳酸鹽滴定中，必須使用稀 \(\text{H}_2\text{SO}_4\) 酸化，終點為出現持久的淡粉紅色。在硫代硫酸鹽滴定中，務必在溶液呈現淡稻草黃色時才加入澱粉，並觀察由藍黑色變為無色的終點突變。

6. 常見易錯盲點與考官警告

• 切勿倍乘 \(E^\ominus\) 數值： 配平半反應式中的電子數目時，絕對不能將標準電極電勢乘以任何倍數！\(E^\ominus\) 是強度性質（intensive property），與參與反應的物質量無關。
• 漏寫惰性鉑電極： 在涉及氣體（例如 \(\text{Cl}_2/\text{Cl}^-\)）或離子／離子混合物（例如 \(\text{Fe}^{3+}/\text{Fe}^{2+}\)）的 IUPAC 電池記法中，切記在最外側寫上 \(\text{Pt}(\text{s})\)。
• 酸的選擇解釋過於含糊： 僅回答「鹽酸會發生反應」無法取得滿分。你必須明確指出「\(\text{MnO}_4^-\) 會將 \(\text{Cl}^-\) 氧化成 \(\text{Cl}_2\)」。
• 混淆熱力學與動力學概念： 正的 \(E^\ominus_{\text{cell}}\) 僅表示反應在熱力學上可行，但若活化能過高，反應在常溫下可能極慢甚至無法觀察，因此不能保證反應一定會以可測量的速率發生。