電化學反應？電化學作為化學的分支之一，是研究兩類導體（電子導體，如金屬或半導體，以及離子導體，如電解質溶液）形成的接界面上所發生的帶電及電子轉移變化的科學。傳統觀念認為電化學主要研究電能和化學能之間的相互轉換，那么，電化學反應？一起來了解一下吧。
屬于電化學范疇的化學反應。
電化學是邊緣學科，是多領域的跨學科。對“電化學”，古老的定義認為它是“研究物質的化學性質或化學反應與電的關系的科學”。以后Bockris下了定義，認為是“研究帶電界面上所發生現象的科學”。當代電化學領域已經比Bockris定義的范圍又拓寬了許多。實際上還有學者認為電化學領域更寬。如日本的學者小澤昭彌則認為，電化學涵蓋了電子、離子和量子的流動現象的所有領域，它橫跨了理學和工學兩大方面，從而可將光化學、磁學、電子學等收入版圖之中。若從宏觀和微觀兩個角度來理解的話，可以認為,宏觀電化學是研究電子、離子和量子的流動現象的科學。微觀電化學還可以有廣義的和狹義之分，廣義的微觀電化學是“研究物質的帶電界面上所發生現象的科學”，而狹義的微觀電化學則是“研究物質的化學性質或化學反應與電的關系的科學”。
電化學作為化學的分支之一，是研究兩類導體（電子導體，如金屬或半導體，以及離子導體，如電解質溶液）形成的接界面上所發生的帶電及電子轉移變化的科學。
傳統觀念認為電化學主要研究電能和化學能之間的相互轉換，如電解和原電池。但電化學并不局限于電能出現的化學反應，也包含其它物理化學過程，如金屬的電化學腐蝕，以及電解質溶液中的金屬置換反應。
電化學反應種類繁多，沒有統一的原理和過程、必要的條件。
如原電池反應，條件是有兩種金屬活動性不同的金屬（或一種金屬，另一種導電非金屬，如石墨。），及電解質溶液和閉合電路。
又如電解反應，需要電源、電解質溶液、待鍍物品（陽極）和鍍層金屬（陰極）。
化學反應包括電化學反應，是大概念與小概念的關系，是包含關系。
電化學反應是是化學反應的子類
電化學反應又分為原電池反應和電解池反應
原電池，一定是自發的氧化還原反應，通過裝置設計，使之產生電流
電解池，通電使物質發生氧化還原反應，反應可以不自發的進行
電化學反應需要電解質環境
氧化還原反應
氧化還原反應是在反應前后，某種元素的氧化數有變化的化學反應。這種反應可以理解成由兩個半反應構成，即氧化反應和還原反應。
概念
反應的本質是氧化數有變化，即電子有轉移。氧化數升高，即失電子的半反應是氧化反應；氧化數降低，得電子的反應是還原反應。氧化數升高的物質還原對方，自身被氧化，因此叫還原劑，其產物叫氧化產物；氧化數降低的物質氧化對方，自身被還原，因此叫氧化劑，其產物叫還原產物。即：
還原劑 + 氧化劑 ---> 氧化產物 + 還原產物
一般來說，同一反應中還原產物的還原性比還原劑弱，氧化產物的氧化性比氧化劑弱，這就是所謂“強還原劑制弱還原劑，強氧化劑制弱氧化劑”。
凡例
氫氣與氯氣的化合反應
氫氣與氯氣的化合反應，其總反應式如下：
H2 + Cl2 → 2HCl
我們可以把它寫成兩個半反應的形式：
氧化反應：
H2 → 2H+ + 2e-
還原反應:
Cl2 + 2e- → 2Cl-
單質總為0價。第1個半反應中，氫元素從0價被氧化到+1價；同時，在第2個半反應中，氯元素從0價被還原到?1價. (本段中，“價”指氧化數)
兩個半反應加合，電子數削掉：
H2 → 2H+ + 2e-
+ 2e- + Cl2 → 2Cl-
---------------------
H2 + Cl2 → 2H+ + 2Cl-
最后，離子結合，形成氯化氫:
2H+ + 2Cl- → 2HCl
與電化學的關系
每一個氧化還原反應都可以做成一個原電池。
電化學反應的控制步驟包括：
1. 選擇合適的電極材料和電介質：電極材料要與反應物有合適的化學反應，電介質要能夠導電并防止電極間短路。
2. 確定適當的反應條件：包括電極間距、電壓、電流密度、反應溫度、反應時間等。
3. 保持穩定的反應條件：控制電極間距、電壓、電流密度、反應溫度等參數的穩定性，以保證反應的持續進行。
4. 控制反應的速率：可通過調整電流密度、反應溫度等參數來控制反應的速率。
5. 監測反應過程：可通過電位、電流、電荷量等參數來監測反應的進展情況。
6. 控制反應產物的選擇和得率：可通過調整反應條件來選擇特定產物并提高其得率。
以上就是電化學反應的全部內容，電化學反應都是氧化還原反應，都會涉及到電子的轉移，但有時候可能表觀上沒有變化。電化學反應的特點是涉及到化學電動勢，即兩個不同的電極在外界電源或者本身化學性質的不同下具有電勢差。
