CH1 Electrochemistry(電化學) 電化學是物理化學的分支，而我們關心的是化學現象與電的相互關係。而主要在探討的是化學能與電能之間如何相互轉換，並研究如何藉者電解質傳送電荷。 1.1電化學的範疇 電化學(Electrochemistry) 分析電化學(Analytical Electrochemistry or Electroanalytical chemistry) 分析技術(Analytical techniques)： 電位(Potentiometry)，安培(Amperometry)，庫侖(Coulometry)，極譜法(Polarography)，伏安法(Voltammetry)，離子感測電極(Ion-selective Electrodes)。 物理電化學(Physical Electrochemistry)： 電極過程動力學(Electrode Kinetics)，反應機制(Reaction Mechanism)，電催化(Electrocatalysis)。 電化學工程學 (Electrochemical Engineering)： 質量平衡(Material Balance)，質量傳送(Mass Transfer)，能量平衡(Energy Balance)，能量傳送(Energy Transfer)，電池幾何(Cell Geometry)，建築材料(Construction Materials)，與系統設計(System Design)。 工業電化學 (Industrial Electrochemistry)： 電鍍，電解，電池，防腐 (Corrosion Prevention)。鍍金、銀、銅、鎳、鉻。鋁電解，氯鹼電解，有機電解，水電解。一次電池，二次電池，燃料電池，腐蝕，防腐。
1.2 化學與電化學反應 一般我們常見的化學反應就是反應物經過化學鍵的斷鍵與重組，如以下所示。 普通化學反應： 2HI→H_2+I_2 反應機構：
活化複體(activated complex) 影響反應速率與轉化率的條件：溫度、壓力與濃度。 然而，電化學反應則是以電子的轉移作為觀點，進行電化學反應，如以下所示。 電化學反應： 2HI→2H^++2I^-→H_2+I_2 反應機構： 2H^++〖2e〗^-→H_2 H^+得到電子形成H_2，定義為陰極 2I^-→I_2+〖2e〗^- H^+失去電子形成I_2，定義為陽極 影響反應速率與轉化率的條件：除了溫度、壓力與濃度外，還有電壓與電流。 電化學反應比化學反應最大的優勢在於生成物的分離；電化學反應產物直接分成陽極產物與陰極產物，而化學反應需經過分離程序，如：萃取、分子篩…等，才能將產物分離。 電化學反應例子： 三價鐵離子還原成二價：(圖) 二價銅在陰極表面還原沉積：(圖) 氯離子在陽極氧化成氯氣：(圖) 鉛陰電極被還原為二氧化鉛：(圖) 鐵在陽極氧化成二價鐵離子：(圖) 銀陰電極被還原為氧化銀：(圖) 二價銅在陰極表面還原：(圖)
1.3 氧化還原反應與電化學反應 在化學反應中，有電子得失之反應稱之為氧化還原反應(Redox reaction)。 電化學主要是研究化學能與電能相互轉換之學問，電化學反應中的能量轉換都涉及氧化還原反應。因此，電化學反應是將氧化半反應與還原半反應隔離，而使電子流動的氧化還原反應，氧化還原反應其實就是電化學反應之基礎。 1.3.1 氧化還原反應 (Redox reaction)： 判斷一化學反應是否為氧化還原反應，可從反應物及生成物的各對應元素中是否有氧化數(Oxidation number)之變化，如其中有某元素產生氧化數之變化，則此反應為氧化還原反應。 在氧化還原反應中，失去電子的物質為還原劑 (Reducing agent)，得到電子的物質為氧化劑 (Oxidizing agent)，失去電子之反應過程稱為氧化(Oxidation)，得到電子的之反應過程稱為還原(Reduction)。 2Mg+O_2→2MgO Mg：物質被氧化；則為還原劑 O2：物質被還原；則為氧化劑 ※氧化劑可使其他物質被氧化，而其自身被還原及獲得電子。 ※還原劑可使其他基質被還原，而其自身被氧化及失去電子。 當一個氧化還原反應發生時，氧化反應失去電子數等同於還原反應獲得電子數。當一個氧化還原反應要達成平衡，不僅僅是原子數要平衡，其電荷轉移數也要須達成平衡。
Examples：〖Cu〗^0+2〖Ag〗^+→〖Cu〗^(2+)+2〖Ag〗^0 、 〖Fe〗^(3+)+V^(2+)→V^(3+)+〖Fe〗^(2+)、〖Cl〗_2+2〖Br〗^-→〖Br〗_2+2〖Cl〗^- 定義氧化數(Oxidation number)： 一個離子的氧化數等同於其價數。 游離的或未化合的(a free or uncombined)元素其氧化數為零。 氧化數的增加定義為氧化，而氧化數減少定義為還原。上述例子中V^(2+)和〖Br〗^-離子被氧化，而〖Cl〗_2和〖Fe〗^(3+)離子。這樣的改變由電子轉移引起。 氧化伴隨失去電子，例：V^(2+)→V^(3+)+e^- 2〖Br〗^-→〖Br〗_2+2e^- 還原伴隨獲得電子，例：〖Fe〗^(3+)+e^-→〖Fe〗^(2+) 〖Cl〗_2+〖2e〗^-→2〖Cl〗^- 氧氣的氧化數通常是-2。除了在過氧化物為-1及為free oxygen為零。 氫的氧化數通常為+1。 在活性金屬的氫化物，例：LiH和CaH2為-1。 元素的氧化數必須等同於淨離子電荷，且分子總和必須為零。 Example：鉻在Cr2O7為+6。 1.3.2 氧化還原反應的應用:電化學(Electrochemistry) 電化學反應(Electrochemical reactions)任何氧化還原反應皆由兩個半反應組成，此二半反應分別為氧化半反應與還原半反應，每一半反應可由一電極及與其接觸的電解質(Electrolyte) (電解液或固體電解質)進行氧化或還原而完成反應，進行氧化反應之電極為陽極 (Anode)，而進行還原反應之電極為陰極(Cathode)。一電化學池(Electrochemical cell)是由兩個電極(陽極與陰極)與電極間之電解質所組成。 電化學反應可在消耗外電能之情況下進行，也可在產生電能之情況下進行，電化學反應也是一種能量轉換之化學反應。將電能轉換為化學能之電化學反應裝置稱為電解池(Electrolytic cells)，將化學能轉換為電能之電化學反應裝置稱為發電池(Galvanic cells)。