Электрохимия

Английский химик Джон Даниэль (слева) и физик Майкл Фарадей (справа), оба зачислены основателями электрохимии.

Электрохимия - это ветвь физической химии, связанная с взаимосвязи между разницей в электрических потенциалах и идентифицируемыми химическими изменениями . Эти реакции включают в себя электроны, движущиеся через фазу электронного сигнала (обычно внешняя электрическая цепь, но не обязательно, как при электрополосном покрытии ) между электродами, разделенными ионически проводящим и электронным изоляционным электролитом (или ионными видами в растворе ).

Когда химическая реакция обусловлена ​​разницей в электрическом потенциале, как при электролизе или, если разность потенциалов является результатом химической реакции, как в электрической батареи или топливном элементе , она называется электрохимической реакцией. В отличие от других химических реакций, в электрохимических реакциях электроны передаются не непосредственно между атомами, ионами или молекулами, а через вышеупомянутую электронную схему. Это явление - это то, что отличает электрохимическую реакцию от обычной химической реакции.

История

Основная статья: История электрохимии

Немецкий физик Отто фон Герикее рядом с его электрическим генератором при проведении эксперимента.

16–18 века

Понимание электрических вопросов началось в шестнадцатом веке. В течение этого столетия английский ученый Уильям Гилберт провел 17 лет, экспериментируя с магнетизмом и, в меньшей степени, электричеством. За свою работу над магнитами Гилберт стал известен как «Отец магнетизма». Он обнаружил различные методы для производства и укрепления магнитов.

В 1663 году немецкий физик Отто фон Герикеке создал первый электрический генератор, который производил статическое электричество, применяя трение на машине. Генератор был изготовлен из большого листа серного шара внутри стеклянного шара, установленного на валу. Шар был поворачивался с помощью рукоятки, и была произведена электрическая искра , когда подушка была потерто по мячу, когда он вращался. Глобус может быть удален и использован в качестве источника для экспериментов с электричеством.

К середине 18-го века французский химик Чарльз Франсуа-де-Цистернай дю Фэй обнаружил два типа статического электричества, и это похоже на то, что заряды отражают друг друга, в то время как в отличие от обвинений. Du Fay объявил, что электричество состояло из двух жидкостей: «стекловидное тело» (от латыни для «стекла» ) или положительного электричества; и «смолистый» или негативное, электричество. Это была с двумя плодами теория электроэнергии , которая должна была противостоять Бенджамина Франклина в теории конце столетия.

Конец 1780 -х годов Диаграмма эксперимента Гальвани на ногах лягушек.

В 1785 году Чарльз-аугустин де Кулон разработал закон электростатического притяжения как результат своей попытки расследовать закон электрических отталкиваний, как заявил Джозеф Пристли в Англии.

Итальянский физик Алессандро Волта показывает свою « батарею » французскому . императору Наполеону Бонапарте в начале 19 -го века

В конце 18 -го века итальянский врач и анатомист Луиджи Гальвани отметили рождение электрохимии, установив мост между химическими реакциями и электричеством в своем эссе «De viribus Electricitatis в Motu Musculari Commentarius» (Латинский для комментариев на влияние электроэнергии на мышечное движение ) в 1791 году, где он предложил «нервное электрическое вещество» на биологические формы жизни.

В своем эссе Гальвани пришел к выводу, что ткань животных содержала здесь, чтобы забросить врожденную жизненно важную силу, которую он назвал «Электричеством животного», которая активировала нервы и мышцы, охватываемые металлическими зондами. Он полагал, что эта новая сила была формой электричества в дополнение к «естественной» форме, производимой молнией или электрическим угрями и лучами торпеды , а также «искусственной» форме, создаваемой трением (то есть статическим электричеством).

Научные коллеги Гальвани обычно приняли его взгляды, но Алессандро Вольта отверг идею «электрической жидкости животного», отвечая, что ноги лягушки ответили на различия в металлическом характере , составе и объеме. Гальвани опроверг это, получая мышечное действие с двумя частями одного и того же материала. Тем не менее, эксперименты Volta заставили его разработать первую практическую батарею , которая воспользовалась относительно высокой энергией (слабым связью) цинка и может доставлять электрический ток гораздо дольше, чем любое другое устройство, известное в то время.

19 -й век

Портрет сэра Хамфри Дэви в 19 веке.

В 1800 году Уильям Николсон и Иоганн Вильгельм Риттер удалось разложить воду на водород и кислород с помощью электролиза с использованием аккумулятора Volta. Вскоре после этого Риттер обнаружил процесс гальванизации . Он также заметил, что количество нанесенного металла и количество кислорода, полученного во время электролитического процесса, зависят от расстояния между электродами . К 1801 году Риттер наблюдал термоэлектрические токи и ожидал обнаружения термоэлектричества Томасом Йоханном Секбеком .

К 1810 -м годам Уильям Хайд Волластон сделал улучшения в гальванической ячейке . Работа сэра Хамфри Дэви с электролизом привела к выводу, что производство электроэнергии в простых электролитических клетках возникла в результате химического действия и что химическая комбинация произошла между веществами противоположного заряда. Эта работа привела непосредственно к выделению металлического натрия и калия путем электролиза их расплавленных солей и щелочных металлов земли от их, в 1808 году.

Открытие Ганса Кристиана Эрстеда о магнитном эффекте электрических токов в 1820 году было сразу же признано как предварительное развитие эпоха, хотя он оставил дальнейшую работу над электромагнетизмом для других. Андре-Мари Ампер быстро повторил эксперимент Эрстеда и математически сформулировал их.

Эстонского Германа В 1821 году физик Томас Йоханн Сибек продемонстрировал электрический потенциал между точками Juncture двух разнородных металлов, когда существует разность температуры между суставами.

В 1827 году немецкий ученый Георг Ом выразил свой закон в этой знаменитой книге «Die Galvanische Kette, Mathematisch Bearbeitet» (гальваническая трасса, исследованная математически), в которой он дал свою полную теорию электричества.

В 1832 году эксперименты Майкла Фарадея заставили его заявить о двух своих законах электрохимии. В 1836 году Джон Даниэлл изобрел первичную ячейку, которая решила проблему поляризации , введя ионы меди в раствор вблизи положительного электрода и, таким образом, устраняя генерацию газа водорода . Более поздние результаты показали, что на другом электроде объединенный цинк (то есть цинк легированным с ртутью ) приведет к более высокому напряжению.

Шведский химик Сванте Аррениус Портрет около 1880 -х годов.

Уильям Гроув произвел первый топливный элемент в 1839 году. В 1846 году Вильгельм Вебер разработал электродимометр . В 1868 году Жорж Лекланш запатентовал новую ячейку, которая в конечном итоге стала предшественником первой широко используемой батареи в мире, на углеродной ячейке цинка .

Сванте Аррениус опубликовал свою диссертацию в 1884 году на Recherches sur la invingibilite galvanique des électrolytes (исследования по гальванической проводимости электролитов). Из его результатов автор пришел к выводу, что электролиты , когда растворяются в воде, становятся различными степенями разделения или диссоциируются в электрически противоположных положительных и отрицательных ионах.

В 1886 году Пол Эрулт и Чарльз М. Холл разработали эффективный метод ( процесс Холла -Хрулт ) для получения алюминия с использованием электролиза расплавленного оксида.

В 1894 году Фридрих Остевальд завершил важные исследования проводимости и электролитической диссоциации органических кислот .

Немецкий ученый Walther Nernst Portrait в 1910 -х годах.

Уолтер Херманн Нернст разработал теорию электродвижущей силы вольтастной клетки в 1888 году. В 1889 году он показал, как характеристики полученного напряжения может использоваться для расчета изменения свободной энергии в химической реакции, вызывающей напряжение. Он построил уравнение, известное как уравнение Нернста , которое связывало напряжение ячейки с ее свойствами.

В 1898 году Фриц Хабер показал, что определенные продукты восстановления могут быть результатом электролитических процессов, если потенциал в катоде сохраняется постоянным. В 1898 году он объяснил снижение нитробензола на этапах в катоде, и это стало моделью для других аналогичных процессов сокращения.

20 -й век

В 1902 году было основано электрохимическое общество (ECS).

В 1909 году Роберт Эндрюс Милликан начал серию экспериментов (см. Эксперимент по снижению масла ), чтобы определить электрический заряд, переносимый одним электроном . В 1911 году Харви Флетчер, работая с Милликаном, преуспел в измерении заряда на электроне, заменив капли воды, используемые Милликаном, который быстро испарился, с каплями масла. В течение одного дня Флетчер измерил заряд электрона в нескольких десятичных знаках.

В 1923 году Йоханнес Николаус Брёнстед и Мартин Лоури опубликовали по сути ту же теорию о том, как ведут себя кислоты и основания, используя электрохимическую основу.

В 1937 году Арне Тайзелиус разработал первый сложный электрофоретический аппарат. Несколько лет спустя он был удостоен Нобелевской премии 1948 года за свою работу по белковому электрофорезу .

Год спустя, в 1949 году, было основано Международное общество электрохимии (ISE).

1960–1970 -х годов К квантовой электрохимии и его учениками разработали Revaz Dogonadze и его ученики.

Принципы

Окисление и восстановление

Основная статья: erox

Термин « окислительно » означает снижение окисления . Это относится к электрохимическим процессам, включающим перенос электрона в или из молекулы или иона , изменяя его состояние окисления . Эта реакция может происходить посредством применения внешнего напряжения или посредством высвобождения химической энергии. Окисление и восстановление описывают изменение состояния окисления, которое происходит в атомах, ионах или молекулах, участвующих в электрохимической реакции. Формально, что состояние окисления - это гипотетический заряд , который будет иметь атом, если бы все связи с атомами разных элементов были на 100% ионными . Атом или ион, который отдает электрон к другому атом или иону, имеет свое увеличение состояния окисления, а реципиент негативно заряженного электрона снижает состояние окисления.

Например, когда атомный натрий реагирует с атомным хлором , натрий жертвует один электрон и достигает состояния окисления +1. Хлор принимает электрон, а его состояние окисления уменьшается до -1. Знак состояния окисления (положительный/отрицательный) фактически соответствует значению электронного заряда каждого иона. Привлечение по -разному заряженных ионов натрия и хлора является причиной, по которой они образуют ионную связь .

Потеря электронов от атома или молекулы называется окислением, а усиление электронов - уменьшение. Это можно легко запомнить с помощью Mnemonic Devices. Двумя наиболее популярными являются «нефтяная установка» (окисление - это потеря, снижение - это усиление) и «Лео», Лев говорит «Гер» (теряет электроны: окисление, усиление электронов: восстановление). Окисление и восстановление всегда происходят в парном виде, так что один вид окисляется, когда другой уменьшается. В случаях, когда электроны обмениваются (ковалентные связи) между атомами с большими различиями в электроотрицательности , электрон назначается атом с наибольшей электроотрицательностью при определении состояния окисления.

Атом или молекула, которая теряет электроны, известен как восстановительный агент , или редуктатор , а вещество, которое принимает электроны, называется окислительным агентом , или окислинтом . Таким образом, окислительный агент всегда уменьшается в реакции; Редообразующий агент всегда окисляется. Кислород является распространенным окислительным агентом, но не единственный. Несмотря на название, реакция окисления не обязательно должна включать кислород. Фактически, огонь может питаться окислителем, отличным от кислорода; Фториновые пожары часто являются неукачественными, поскольку фтор является еще более сильным окислителем (у него более слабая связь и более высокая электроотрицательность и, таким образом, принимает электроны еще лучше), чем кислород.

Для реакций, связанных с кислородом, усиление кислорода подразумевает окисление атома или молекулы, к которому добавляется кислород (и кислород снижается). В органических соединениях, таких как бутан или этанол , потеря водорода подразумевает окисление молекулы, из которой она теряется (и водород уменьшается). Это следует, потому что водород жертвует свой электрон в ковалентных связях неметалами, но он берет электрон, когда он потерян. И наоборот, потеря кислорода или усиление водорода подразумевает восстановление.

Балансировать окислительно -восстановительные реакции

Основная статья: химическое уравнение

Электрохимические реакции в воде лучше анализируются с использованием ионо-электронного метода , где h ⁺ , ОЙ ⁻ Ион, H ₂ O клетки и электроны (для компенсации изменений окисления) добавляются в полуреакции для окисления и восстановления.

Кистная среда

В кистной среде, ч ⁺ Ионы и вода добавляются, чтобы сбалансировать каждую полуреакцию . Например, когда марганец реагирует с виспущением натрия .

Несбалансированная реакция : Mn ²⁺ (aq) + nabio ₃ (s) → bi ³⁺ (aq) + mno ⁻
₄ (aq)

Окисление : 4 H ₂ O (L) + Mn ²⁺ (aq) → Mno ⁻
₄ (aq) + 8 ч ⁺ (aq) + 5 из ⁻

Сокращение : 2 e ⁻ + 6 ч ⁺ (Aq) + bio ⁻
₃ (s) → мяч ³⁺ (aq) + 3 H ₂ O (L)

Наконец, реакция сбалансирована путем умножения стехиометрических коэффициентов, чтобы количество электронов в обеих половинах реакции соответствовало

8 H ₂ O (L) + 2 мН ²⁺ (aq) → 2 mno ⁻
₄ (aq) + 16 ч ⁺ (aq) + 10 из ⁻

10 и ⁻ + 30 ч ⁺ (Aq) + 5 биография ⁻
₃ (s) → 5 шаров ³⁺ (aq) + 15 H ₂ O (L)

и добавление полученных половинок реакции, чтобы дать сбалансированную реакцию:

14 часов ⁺ (OQ) + 2 мН ²⁺ (Aq) + 5 nabio ₃ (s) → 7 H ₂ O (l) + 2 Mno ⁻
₄ (aq) + 5 би ³⁺ (aq) + 5 na ⁺ (aq)

Основная среда

В основной среде, о ⁻ Ионы и вода добавляются, чтобы сбалансировать каждую полуреакцию. Например, в реакции между перманганатом калия и сульфитом натрия :

Несбалансированная реакция : kmno ₄ + na ₂ so ₃ + h ₂ o → mno ₂ + na ₂ so ₄ + koh

Сокращение : 3 e ⁻ + 2 H ₂ O + MNO ⁻
₄ → Mno ₂ + 4 OH ⁻

Окисление : 2 Ох ⁻ + Так ²⁻
₃ → SO ²⁻
₄ + h ₂ o + 2 e ⁻

Здесь, «зрители ионы» (k ⁺ , А ⁺ ) были опущены из полуреакций. Умножая стехиометрические коэффициенты, чтобы количество электронов в обеих половине реакции сочетается:

6 ⁻ + 4 H ₂ O + 2 MNO ⁻
₄ → 2 Mno ₂ + 8 OH ⁻

6 Ох ⁻ + 3 так ²⁻
₃ → 3 Итак ²⁻
₄ + 3 H ₂ O + 6 E ⁻

получается сбалансированная общая реакция:

2 кмно ₄ + 3 na ₂ so ₃ + h ₂ o → 2 mno ₂ + 3 na ₂ so ₄ + 2 koh

Нейтральная среда

Например, та же процедура, что и в кистной среде, может быть применена, чтобы сбалансировать сжигание пропана полное :

Несбалансированная реакция : C ₃ H ₈ + O ₂ → CO ₂ + H ₂ O

Сокращение : 4 ч ⁺ + O ₂ + 4 и ⁻ → 2 H ₂ O

Окисление : 6 H ₂ O + C ₃ H ₈ → 3 CO ₂ + 20 E ⁻ + 20 ч ⁺

Умножая стехиометрические коэффициенты, чтобы количество электронов в обеих половине реакции сочетается:

20 часов ⁺ + 5 O ₂ + 20 и ⁻ → 10 H ₂ O

6 H ₂ O + C ₃ H ₈ → 3 CO ₂ + 20 E ⁻ + 20 ч ⁺

сбалансированное уравнение получается:

C ₃ H ₈ + 5 O ₂ → 3 CO ₂ + 4 H ₂ O

Электрохимические ячейки

Основная статья: электрохимическая ячейка

Электрохимическая ячейка - это устройство, которое производит электрический ток из энергии, высвобождаемой спонтанной окислительно -восстановительной реакцией. Этот вид ячейки включает в себя гальваническую клетку или вольта -клетку, названную в честь Луиджи Гальвани и Алессандро Вольта , оба ученые, которые провели эксперименты по химическим реакциям и электрическому току в конце 18 -го века.

Электрохимические ячейки имеют два проводящих электрода (анод и катод). Анод катод определяется как электрод, где происходит окисление, а является электродом, где происходит восстановление. Электроды могут быть сделаны из любых достаточно проводящих материалов, таких как металлы, полупроводники, графит и даже проводящие полимеры . Между этими электродами находится электролит , который содержит ионы, которые могут свободно перемещаться.

Гальваническая ячейка использует два разных металлических электрода, каждый из которых в электролите, где положительно заряженные ионы представляют собой окисленную форму металла электрода. Один электрод будет подвергаться окислению (анод), а другой будет подвергаться восстановлению (катод). Металл анода окисляется, переходя от состояния окисления 0 (в твердой форме) к положительному состоянию окисления и станет ионом. В катоде ион металла в растворе будет принимать один или несколько электронов из катода, а состояние окисления иона уменьшается до 0. Это образует твердый металл, который электроодепозирует на катоде. Два электрода должны быть электрически подключены друг к другу, что позволяет поток электронов, который оставляет металл анода, и текут через это соединение с ионами на поверхности катода. Этот поток электронов - это электрический ток, который можно использовать для работы, например, повернуть двигатель или питание света.

Гальваническая ячейка, чьи электроды имеют цинк и медь, погруженные в сульфат цинка и сульфат меди , соответственно, известен как ячейка Даниэлла .

Половина реакций в клетках Даниэль заключается в следующем:

Цинк -электрод (анод): Zn (s) → Zn ²⁺ (aq) + 2 из ⁻

Медные электроды (катод): с ²⁺ (aq) + 2 из ⁻ → с (s)

Современная клеточная подставка для электрохимических исследований. Электроды прикрепляются к высококачественным металлическим проводам, а подставка прикреплена к потенциостату / гальваностату (не изображено). Контейнер стекла выстрела в форме аэрирован с благородным газом и герметичен тефлоновым блоком.

В этом примере анод представляет собой металл цинка, который окисляется (теряет электроны), образуя ионы цинка в растворе, а ионы меди принимают электроны из меди -электрода метала и ионов в медь -катоде в качестве электроодепозита. Эта ячейка образует простую батарею, поскольку она спонтанно генерирует поток электрического тока от анода к катоду через внешнее соединение. Эта реакция может быть приведена в обратном направлении путем применения напряжения, что приводит к осаждению цинкового металла на аноде и образованию меди ионов в катоде.

Чтобы обеспечить полную электрическую цепь, должен также быть ионная проводящая путя между анодом и катодными электролитами в дополнение к пути электронного проводимости. Самый простой путь ионной проводимости - обеспечить жидкое соединение. Чтобы избежать смешивания между двумя электролитами, жидкий соединение может быть обеспечено через пористую пробку, которая позволяет ионно -поток при минимизации смешивания электролита. Для дальнейшего минимизации смешивания электролитов можно использовать соляный мост , который состоит из электролитного насыщенного геля в перевернутой U-образе. Поскольку отрицательно заряженные электроны текут в одном направлении вокруг этой цепи, положительно заряженные ионы металлов текут в противоположном направлении в электролите.

Вольтметр между анодом способен измерять изменение электрического потенциала и катодом.

Электрохимическое напряжение ячейки также называется электродвижущей силой или ЭДС.

Клеточная схема может быть использована для просмотра пути электронов в электрохимической ячейке. Например, вот клеточная схема ячейки Даниэлла:

Zn (s) | Zn ²⁺ (1 м) || С ²⁺ (1 м) | С (s)

Во -первых, записана уменьшенная форма металла, которая должна быть окислена в аноде (Zn). Это отделено от его окисленной формы по вертикальной линии, которая представляет предел между фазами (изменения окисления). Двойные вертикальные линии представляют соленый мост на ячейке. Наконец, окисленная форма металла, которая должна быть уменьшена в катоде, записывается, отделена от его уменьшенной формы по вертикальной линии. Концентрация электролита приведена, поскольку она является важной переменной при определении точного потенциала ячейки.

Стандартный потенциал электрода

Основная статья: Стандартный потенциал электрода

Чтобы обеспечить прогнозирование потенциала ячейки, таблицы стандартного электрода доступны . Такие таблицы ссылаются на стандартный водородный электрод (SE). Стандартный водородный электрод подвергается реакции

2 часа ⁺ (aq) + 2 из ⁻ → H ₂

что показано в виде восстановления, но, фактически, она может действовать как анод или катод, в зависимости от относительного потенциала окисления/восстановления другой комбинации электрода/электролита. Термин «Стандарт» в ней требует подачи водорода газа, пробитого через электролит при давлении 1 атм и кислый электролит с h ⁺ активность равна 1 (обычно предполагается, что это [h ⁺ ] = 1 моль/литр, то есть pH = 0).

Электрод она может быть подключен к любому другому электроду соляным мостом и внешней цепью с образованием ячейки. Если второй электрод также находится в стандартных условиях, то измеренный потенциал ячейки называется стандартным потенциалом электрода для электрода. Стандартный потенциал электрода для нулевой, по определению. Полярность стандартного потенциала электрода предоставляет информацию об относительном потенциале восстановления электрода по сравнению с SHE. Если электрод обладает положительным потенциалом по отношению к SHE, то это означает, что это сильно уменьшающий электрод, который заставляет SE быть анодом (пример - Cu в водном Cuso ₄ со стандартным потенциалом электрода 0,337 В). И наоборот, если измеренный потенциал отрицательный, электрод более окисляет, чем SHE (например, Zn в ZnSO ₄ , где стандартный потенциал электрода составляет -0,76 В).

Стандартные потенциалы электродов обычно складываются в виде потенциалов восстановления. Однако реакции обратимы, и роль конкретного электрода в ячейке зависит от относительного потенциала окисления/восстановления обоих электродов. Потенциал окисления для конкретного электрода является лишь отрицательным от потенциала восстановления. Стандартный потенциал ячейки можно определить путем просмотра стандартных потенциалов электродов для обоих электродов (иногда называемых половин ячейки). Тот, который меньше, будет анодом и будет подвергаться окислению. Затем потенциал ячейки рассчитывается как сумма потенциала восстановления катода и потенциал окисления для анода.

E ° _cell = e ° _{красный} (катод) - ° красный ₍ анод) = e ° _{красный} (катод) + e e _oxi (анод)

Например, стандартный потенциал электрода для медного электрода равен:

Клеточная схема

Pt (s) | H ₂ (1 атм) | ЧАС ⁺ (1 м) || С ²⁺ (1 м) | С (s)

E ° _Cell = e ° _{красный} (катод) - e ° _{красный} (анод)

ячейки При стандартной температуре, условиях давления и концентрации ЭДС (измеренная мультиметром ) составляет 0,34 В. По определению потенциал электрода для она равна нулю. Таким образом, Cu - это катод, а она - анод

E _cell = e ° (с ²⁺ /Cu) - e ° (h ⁺ /H ₂ )

Или,

E ° (с ²⁺ /Cu) = 0,34 В

Изменения в стехиометрических коэффициентах сбалансированного уравнения ячейки не изменят значение e , _{красное} поскольку стандартный потенциал электрода является интенсивным свойством .

Спонтанность окислительно -восстановительной реакции

Основная статья: спонтанный процесс

Во время работы электрохимической ячейки химическая энергия превращается в электрическую энергию . Это может быть математически выражено как произведение ячейки ЭДС -ЭДС измеренная _, в вольт (V) и электрическом заряде Q _{ELE, трансферы,} передаваемой через внешнюю схему.

Электрическая энергия = E _Cell q _{Ele, trans}

Q _{ELE, Trans} - ток ячейки, интегрированный с течением времени и измеренный в кулоне (C); Он также может быть определен путем умножения общего числа N _E Electrons, перенесенных (измеренных в молях) по времени константы Фарадея ( F ).

ЭДС ячейки при нулевом токе является максимально возможным ЭДС. Его можно использовать для расчета максимально возможной электрической энергии, которая может быть получена из химической реакции . Эта энергия называется электрической работой и выражается следующим уравнением:

$W_{\mathrm {max} }=W_{\mathrm {electrical} }=-n_{e}FE_{\mathrm {cell} }$,

где работа определяется как положительная, когда она увеличивает энергию системы.

Поскольку свободная энергия - это максимальный объем работы, которая может быть извлечена из системы, можно написать:

$\Delta G=-n_{e}FE_{\mathrm {cell} }$

Положительный потенциал клеток дает негативное изменение свободной энергии Гиббса. Это согласуется с производством ячейки электрического тока от катода до анода через внешнюю цепь. Если ток управляется в противоположном направлении путем предоставления внешнего потенциала, то работа выполняется на ячейке для управления электролизом.

Спонтанная электрохимическая реакция (изменение свободной энергии Гиббса менее нуля) может использоваться для генерации электрического тока в электрохимических ячейках. Это основа всех батарей и топливных элементов . Например, газовый кислород (O ₂ ) и Водород (H ₂ ) может быть объединен в топливном элементе с образованием воды и энергии, как правило, комбинация тепла и электрической энергии.

И наоборот, не спонтанные электрохимические реакции могут двигаться вперед путем применения тока при достаточном напряжении . Электролиз воды в газовый кислород и водород является типичным примером.

Соотношение между константой равновесия , k и свободной энергией Гиббса для электрохимической ячейки выражается следующим образом:

$\Delta G^{\circ }=-RT\ln K=-nFE_{\mathrm {cell} }^{\circ }$.

Перестановка, чтобы выразить связь между стандартным потенциалом и равновесной постоянной доходностью

$E_{cell}^{\circ }={\frac {RT}{nF}}\ln K$.

При t = 298 K предыдущее уравнение можно переписать с помощью Briggsian Logarithm следующим образом:

$E_{cell}^{\circ }={\frac {0.05916\,\mathrm {V} }{n}}\log K$

Зависимость ЭДС -ЭДС от изменений концентрации

Уравнение Нернста

Основная статья: уравнение Нернста

Стандартный потенциал электрохимической ячейки требует стандартных условий (Δ g °) для всех реагентов. Когда концентрации реагента отличаются от стандартных условий, потенциал клеток будет отклоняться от стандартного потенциала. В 20 -м веке немецкий химик Уолтер Нернст предложил математическую модель для определения влияния концентрации реагента на электрохимический потенциал клеток.

В конце 19 -го века Джозия Уиллард Гиббс сформулировал теорию, чтобы предсказать, является ли химическая реакция спонтанной на основе свободной энергии

$\Delta G=\Delta G^{\circ }+RT\ln Q$

Здесь Δ g - это изменение в свободной энергии Гиббса , Δ g ° является потенциалом ячейки, когда q равен 1, t - абсолютная температура (кельвин), r - постоянная газа , а q - коэффициент реакции , который может быть рассчитан путем деления Концентрации продуктов по концентрациям реагентов, каждая из которых поднята на силу его стехиометрического коэффициента, используя только те продукты и реагенты, которые являются водными или газообразными.

Ключевым вкладом Гиббса было формализовать понимание влияния концентрации реагента на спонтанность.

Основываясь на работе Гиббса, Нернст расширил теорию, чтобы включить вклад электрического потенциала на заряженные виды. Как показано в предыдущем разделе, изменение свободной энергии Гиббса для электрохимической ячейки может быть связано с потенциалом ячейки. Таким образом, теория Гиббса становится

$n_{e}F\Delta E=n_{e}F\Delta E^{\circ }-RT\ln Q$

Здесь n _e - количество электронов (в родинках ), F - постоянная фарадея (в куломбах / моле ), а Δ e - клеточный потенциал (в вольт).

Наконец, Нернст делится на сумму заряда, передаваемого для достижения нового уравнения, которое теперь носит его имя:

$\Delta E=\Delta E^{\circ }-{\frac {RT}{nF}}\ln Q$

Предполагая стандартные условия ( T = 298 K или 25 ° C) и R = 8,3145 J/(K · моль), приведенное выше уравнение может быть выражено на логарифме Base-10, как показано ниже:

$\Delta E=\Delta E^{\circ }-{\frac {0.05916\,\mathrm {V} }{n}}\log Q$

Обратите внимание, что ⁠ RT / F ⁠ также известен как тепловое напряжение V _T и обнаружена в изучении плазмы и полупроводников. Значение 0,05916 В в вышеуказанном уравнении представляет собой только тепловое напряжение при стандартной температуре, умноженное на естественный логарифм 10.

Концентрационные клетки

Основная статья: концентрационная ячейка

Концентрационная ячейка-это электрохимическая ячейка, где два электрода являются одним и тем же материалом, электролиты на двух полуклетах включают одни и те же ионы, но концентрация электролита отличается между двумя полуэклетками.

Примером является электрохимическая ячейка, где два медных электрода погружаются в две медные (II) сульфатные растворы, концентрации которых составляют 0,05 м и 2,0 м , соединенные через соляный мост. Этот тип ячейки генерирует потенциал, который может быть предсказан уравнением Нернста. Оба могут пройти одну и ту же химию (хотя реакция продолжается наоборот в аноде)

С ²⁺ (aq) + 2 из ⁻ → с (s)

Принцип Le Chatelier указывает на то, что реакция более благоприятна для снижения по мере концентрации Cu ²⁺ ионы увеличиваются. Сокращение будет происходить в компартменте клетки, где концентрация выше, а окисление будет происходить с более разбавленной стороны.

Следующая клеточная диаграмма описывает концентрационную ячейку, упомянутую выше:

С (s) | С ²⁺ (0,05 м) || С ²⁺ (2,0 м) | С (s)

Где полуклеточные реакции для окисления и восстановления:

Окисление: с (s) → с ²⁺ (0,05 м) + 2 e ⁻

Сокращение: с ²⁺ (2,0 м) + 2 ⁻ → с (s)

Общая реакция: cu ²⁺ (2,0 м) → с ²⁺ (0,05 м)

ЭДС ячейки рассчитывается через уравнение Нернста следующим образом:

$E=E^{\circ }-{\frac {0.05916\,\mathrm {V} }{2}}\log {\frac {[\mathrm {Cu^{2+}} ]_{\mathrm {diluted} }}{[\mathrm {Cu^{2+}} ]_{\mathrm {concentrated} }}}$

Значение e ° в такого рода ячейки равна нулю, так как электроды и ионы одинаковы в обеих половинах.

После замены значений из упомянутого случая можно рассчитать потенциал ячейки:

$E=0-{\frac {0.05916\,\mathrm {V} }{2}}\log {\frac {0.05}{2.0}}=0.0474\,\mathrm {V}$

или по:

$E=0-{\frac {0.0257\,\mathrm {V} }{2}}\ln {\frac {0.05}{2.0}}=0.0474\,\mathrm {V}$

Тем не менее, это значение только приблизительно, так как коэффициент реакции определяется с точки зрения ионной активности, которая может быть аппроксимирована с концентрациями, как это рассчитано.

Уравнение Нернста играет важную роль в понимании электрических эффектов в клетках и органеллах. Такие эффекты включают нервные синапсы и сердечный ритм , а также потенциал покоя соматической клетки.

Батарея

Основная статья: батарея (электричество)

Многие типы батареи были коммерциализированы и представляют собой важное практическое применение электрохимии. Ранние влажные ячейки питали первые телеграфы и телефонные системы и были источником тока для гальванизации . с диоксидом цинка-мангана Сухая ячейка была первым портативным, невизимым типом аккумулятора, который создал практику фонариков и других портативных устройств. Ртуть батарея с использованием цинка и оксида ртути обеспечивала более высокие уровни мощности и пропускной способности, чем исходная сухая ячейка для ранних электронных устройств, но была выведена из общего использования из -за опасности загрязнения ртути из выброшенных клеток.

Аккумулятор -свинцовый - первая практическая вторичная (перезаряжаемая) аккумулятор, которая могла пополнить его емкость от внешнего источника. Электрохимическая реакция, которая производила ток, была (в полезной степени) обратимой, позволяя электрической энергии и химической энергии быть взаимозаменяемой по мере необходимости. Обычные свинцовые кислотные батареи содержат смесь серной кислоты и воды, а также свинцовые пластины. Наиболее распространенная смесь, используемая сегодня, составляет 30% кислоты. Одна проблема, однако, заключается в том, что если оставить не заряженную кислоту кристаллизоваться в свинцовых пластинах аккумулятора, которая делает ее бесполезными. Эти батареи длятся в среднем 3 года с ежедневным использованием, но это не неслыханно, чтобы свинцовая кислотная батарея все еще была функциональной через 7–10 лет. Ведущие ячейки продолжают широко использоваться в автомобилях.

Все предыдущие типы имеют электролиты на водной основе, что ограничивает максимальное напряжение на клетку. Замораживание воды ограничивает низкую температуру. Литий -металлическая батарея , которая не может (и не может) использовать воду в электролите, обеспечивает улучшенную производительность по сравнению с другими типами; Перезаряжаемая литий-ионная батарея является неотъемлемой частью многих мобильных устройств.

Блюда бега , экспериментальный тип, предлагает вариант значительно большей энергетической емкости, поскольку ее реагенты могут быть пополнены из внешних резервуаров. Топливный элемент может превратить химическую энергию, связанную с углеводородными газами или водородом и кислородом непосредственно в электрическую энергию с гораздо более высокой эффективностью, чем любой процесс сгорания; Такие устройства включают много космических аппаратов и применяются для хранения энергии сетки для общественной энергетической системы.

Коррозия

Основная статья: Коррозия

Коррозия - это электрохимический процесс, который показывает себя как ржавчину или пятно на таких металлах, как железо или медь , и их соответствующие сплавы, сталь и латунь .

Железная коррозия

Чтобы железная ржавчина произошла, металл должен быть в контакте с кислородом и водой . для Химические реакции этого процесса являются относительно сложными, и не все из них полностью понятны. Считается, что причины являются следующими: Перенос электрона (снижение окисления)

Одна область на поверхности металла действует как анод, где происходит окисление (коррозия). В аноде металл отдает электроны.

Fe (s) → Fe ²⁺ (aq) + 2 из ⁻

Электроны переносятся из железа , уменьшая кислород в атмосфере в воду на катоде, который помещается в другую область металла.

O ₂ (g) + 4 ч ⁺ (aq) + 4 из ⁻ → 2 H ₂ O (L)

Глобальная реакция на процесс:

2 Fe (s) + O ₂ (g) + 4 ч ⁺ (aq) → 2 Fe ²⁺ (aq) + 2 H ₂ O (L)

Стандартный ЭДС для железной ржавчины:

E ° = e ° (катод) - e ° (анод)

E ° = 1,23 В - (−0,44 В) = 1,67 В

Коррозия железа происходит в кислотной среде; ЧАС ⁺ Ионы происходят от реакции между углекислым газом в атмосфере и водой, образуя углекислоту . Фей ²⁺ ионы окисляются дальше, после этого уравнения:

4 фей ²⁺ ) o ₂ ( 2 x ₄ + g ) ₊ + _Aq ( ( H₂) ⁺ (aq)

Железо (III) Гидрат оксида известен как ржавчина. Концентрация воды, связанная с оксидом железа, варьируется, поэтому химическая формула представлена ​​Fe ₂ O ₃ · x H ₂ O.

Электрическая цепь образуется в виде прохода электронов и ионов; Таким образом, если присутствует электролит, он облегчит окисление , объясняя, почему ржавая быстрее в соленой воде .

Коррозия общих металлов

Металлы с челюстью , такие как медь и серебро, медленно коррозируются с помощью использования. Патина из зеленого синего медного карбоната образуется на поверхности меди с воздействием воды и углекислого газа в воздухе. Серебряные монеты или столовые приборы , которые подвергаются воздействию пищи с высоким содержанием серы, такие как яйца или низкий уровень видов серы в воздухе, развивается слой сульфида черного серебра .

Золото и платину чрезвычайно трудно окислять при нормальных обстоятельствах и требуют воздействия мощного химического окислителя, такого как Aqua Regia .

Некоторые общие металлы чрезвычайно быстро окисляются в воздухе. Титановый и алюминий мгновенно окисляют в контакте с кислородом в воздухе. Эти металлы образуют чрезвычайно тонкий слой окисленного металла на поверхности, который связывается с базовым металлом. Этот тонкий оксидный слой защищает основную массу металла от воздуха, предотвращая окисление всего металла. Эти металлы используются в приложениях, где важна коррозионная стойкость. Железо , напротив, имеет оксид, который образуется в воздухе и воде, называемой ржавчиной , который не связывается с железом и, следовательно, не останавливает дальнейшее окисление железа. Таким образом, железо, оставленное воздействием воздуха, а вода будет продолжаться ржаветь, пока все железо не окисляется.

Профилактика коррозии

Попытки спасти металл от становления анодными - это два общих типа. Анодные области растворяют и разрушают структурную целостность металла.

Хотя практически невозможно предотвратить образование анода/ катода , если непроводящий материал покрывает металл, контакт с электролитом невозможно, а коррозия не произойдет.

Покрытие

Основная статья: покрытие

Смотрите также: анодирование

Металлы могут быть покрыты краской или другими менее проводящими металлами ( пассивация ). Это предотвращает воздействие металлической поверхности на электролитах . Царапины, обнажающие металлический подложку, приведут к коррозии. Область под покрытием, прилегающим к царапинам, действует как анод реакции.

Жертвенные аноды

Основная статья: жертвенный анод

Метод, обычно используемый для защиты структурного металла, - это прикрепление металла, который является более анодным, чем защищен металла. Это заставляет структурный металл быть катодическим , таким образом, пощадил коррозию. Он называется «жертвенным», потому что анод растворяется и должен быть заменен периодически.

Цинковые стержни прикреплены к различным местам на стальных кораблей, корпусах чтобы сделать корабельный корпус катодным . Цинковые стержни периодически заменяются. Другие металлы, такие как магний , будут работать очень хорошо, но цинк - наименее дорогой полезный металл.

Чтобы защитить трубопроводы, слиток захороненного или открытого магния (или цинка) похоронен рядом с трубопроводом и соединен электрически к трубе над землей. Трубопровод вынужден быть катодом и защищен от окисления и ржавчины. Магниевый анод приносится в жертву. Через интервалы новые слитки похоронены, чтобы заменить растворенные.

Электролиз

Основная статья: электролиз

Спонтанные окислительно -восстановительные реакции обычной батареи производят электричество посредством различных потенциалов восстановления катода и анода в электролите. Тем не менее, электролиз требует внешнего источника электрической энергии , чтобы вызвать химическую реакцию, и этот процесс происходит в компартменте, называемом электролитической ячейкой .

Электролиз хлорида расплавленного натрия

Основная статья: камера Даунса

соль При расплаве хлорид натрия может быть электролим, чтобы получить металлический натрий и газовый хлор . Промышленно этот процесс происходит в специальной ячейке с именем Downs Cell. Ячейка подключена к электрическому источнику питания, позволяя электронам мигрировать от источника питания в электролитическую ячейку.

Реакции, которые происходят в ячейке Даунса, являются следующими:

Анод (окисление): 2 cl ⁻ (L) → Cl ₂ (g) + 2 E ⁻

Катод (сокращение): 2 NA ⁺ (L) + 2 E ⁻ → 2 и (L)

Общая реакция: 2 na ⁺ (L) + 2 Cl ⁻ (L) → 2 и (l) + cl ₂ (g)

Этот процесс может дать большое количество металлического натрия и газообразного хлора и широко используется в минеральной и металлургии заправке .

ЭДС , для этого процесса составляет приблизительно -4 В указывающий (очень) не спонтный процесс. Для того, чтобы эта реакция возникла, источник питания должен обеспечить, по крайней мере, разность потенциалов 4 В. Однако, для этой реакции необходимо использовать большие напряжения с высокой скоростью.

Электролиз воды

Основная статья: электролиз воды

Вода может быть преобразована в его компонентные элементарные газы, H ₂ и O ₂ , посредством применения внешнего напряжения. Вода не разлагается на водород и кислород спонтанно, поскольку изменение свободной энергии Гиббса для процесса в стандартных условиях очень положительно, около 474,4 кДж. Разложение воды в водород и кислород может быть выполнен в электролитической клетке. В нем пара инертных электродов, обычно изготовленных из платины, погруженной в воду, действует как анод и катод в электролитическом процессе. Электролиз начинается с применения внешнего напряжения между электродами. Этот процесс не будет происходить, за исключением чрезвычайно высоких напряжений без электролита, такого как хлорид натрия или серная кислота (наиболее используется 0,1 м ).

Пузырьки от газов будут видны возле обоих электродов. Следующие половины реакций описывают процесс, упомянутый выше:

Анод (окисление): 2 H ₂ O (L) → O ₂ (G) + 4 H ⁺ (aq) + 4 из ⁻

Катод (сокращение): 2 H ₂ O (G) + 2 E ⁻ → H ₂ (g) + 2 OH ⁻ (aq)

Общая реакция: 2 H ₂ O (L) → 2 H ₂ (г) + O ₂ (г)

Хотя сильные кислоты могут использоваться в аппарате, реакция не будет читать потребление кислоты. В то время как эта реакция будет работать при любом проводящем электроде с достаточно большим потенциалом, платиновая катализация катализирует как водород, так и кислород, что обеспечивает относительно низкое напряжение (~ 2 В в зависимости от рН ).

Электролиз водных растворов

Электролиз в водном растворе является аналогичным процессом, как упоминалось в электролизе воды. Тем не менее, считается сложным процессом, поскольку содержимое в растворе должно быть проанализировано в половине реакций , будь то снижение или окисление.

Электролиз раствора хлорида натрия

Основная статья: Процесс хлоралкали

Присутствие воды в растворе хлорида натрия должно быть исследовано в отношении его восстановления и окисления в обоих электродах. Обычно вода электролизируется, как упомянуто выше в электролизе воды, дающей газовый кислород в аноде и газообразного водорода в катоде. С другой стороны, хлорид натрия в воде диссоциирует в NA ⁺ и кл ⁻ ионы Катион , который является положительным ионом , будет привлекать к катоду ( -), что снижает ион натрия . Затем хлоридный . анион окисляется до газа хлора будет привлечен к аноду (+), где он

Следующие половины реакций должны быть рассмотрены в упомянутом процессе:

1. Катод: NA ⁺ (aq) + e ⁻ → Na (s)   e ° _red = -2,71 В
2. Анод: 2 кл ⁻ (aq) → cl ₂ (g) + 2 e ⁻  E ° _red = +1,36 В
3. Катод: 2 H ₂ или (L) + 2 E ⁻ → H ₂ (g) + 2 OH ⁻ (aq)   e ° _red = -0,83 В
4. Анод: 2 H ₂ O (L) → O ₂ (G) + 4 ч ⁺ (aq) + 4 из ⁻  E ° _red = +1,23 В

Реакция 1 отбрасывается, поскольку она имеет наиболее отрицательное значение при стандартном потенциале восстановления, что делает его менее термодинамически благоприятным в процессе.

При сравнении потенциалов восстановления в реакциях 2 и 4 окисление хлоридного иона пользуется окислением воды, таким образом, газ хлора вырабатывается в аноде, а не газе кислорода.

Хотя первоначальный анализ правильный, существует еще один эффект, известный как эффект перенапряжения . Иногда требуется дополнительное напряжение, помимо напряжения, предсказанного e ° _{ячейкой} . Это может быть связано с кинетическими, а не термодинамическими соображениями. Фактически, было доказано, что энергия активации для иона хлорида очень низкая, следовательно, благоприятно в кинетических терминах . Другими словами, хотя применяемое напряжение термодинамически достаточна для управления электролизом, скорость настолько медленная, что для того, чтобы процесс прошел в разумные временные рамки, напряжение внешнего источника должно быть увеличено (следовательно, перенапряжение).

Общая реакция для процесса в соответствии с анализом - следующая:

Анод (окисление): 2 cl ⁻ (aq) → cl ₂ (g) + 2 e ⁻

Катод (сокращение): 2 H ₂ O (L) + 2 E ⁻ → H ₂ (g) + 2 OH ⁻ (aq)

Общая реакция: 2 H ₂ O + 2 Cl ⁻ (aq) → h ₂ (g) + cl ₂ (g) + 2 OH ⁻ (aq)

Как указывает общая реакция, концентрация ионов хлорида снижается по сравнению с ОН ⁻ Ионы (концентрация которого увеличивается). Реакция также показывает производство газообразного водорода , хлора и водного гидроксида натрия .

Количественный электролиз и законы Фарадея

Основная статья: Закон электролиза Фарадея

Количественные аспекты электролиза были первоначально разработаны Майклом Фарадеем в 1834 году. Фарадею также приписывают придумывать термины электролита , электролиз и многих других, в то время как он изучал количественный анализ электрохимических реакций. Также он был сторонником закона о сохранении энергии .

Первый закон

Фарадей завершился после нескольких экспериментов по электрическому току в не спонтанном процессе , что масса продуктов, полученных на электродах вещество проанализировано. Другими словами, количество вещества, осажденного на каждом электроде электролитической ячейки, непосредственно пропорционально количеству электроэнергии, проходящей через ячейку.

Ниже приведено упрощенное уравнение первого закона Фарадея:

$m={\frac {1}{F}}\cdot {\frac {QM}{n}}$

где

М - масса вещества, полученного на электроде (в граммах ),

Q - это общий электрический заряд, который проходил через решение (в кулоне ),

n - валентное число вещества в качестве иона в растворе (электроны на ион),

М - молярная масса вещества (в граммах на моль ),

F - это постоянная Фарадея (96485 кулонов на моль).

Второй закон

Основная статья: гальванизация

Фарадей разработал законы химического электроосажения металлов из растворов в 1857 году. Он сформулировал второй закон электролиза, в котором говорилось, что «количество тел, которые эквивалентны друг другу в их обычном химическом действии, имеют одинаковое количество электроэнергии, естественным образом связанное с ними». Другими словами, количество различных элементов, нанесенных данным количеством электроэнергии, находятся в соотношении их химических эквивалентных весов .

Важным аспектом второго закона электролиза является гальванизация , который вместе с первым законом электролиза имеет значительное количество применений в промышленности, как при использовании для защитного покрытия металлов , чтобы избежать коррозии .

Приложения

Существуют различные важные электрохимические процессы как в природе, так и в промышленности, такие как покрытие объектов с металлами или оксидами металлов через электроопущение, добавление ( гальванирование ) или удаление ( электрополировка ) тонких слоев металла с поверхности объекта, и обнаружение алкоголя у пьяных водителей через окислительно -восстановительную реакцию этанола. Генерация химической энергии с помощью фотосинтеза по своей природе является электрохимическим процессом, как и производство металлов, таких как алюминий и титан из их руд. Определенные измерители сахара в крови измеряют количество глюкозы в крови с помощью окислительно -восстановительного потенциала. В дополнение к установленным электрохимическим технологиям (например, проводных кислотных аккумуляторов глубокого цикла) также существует широкий спектр новых новых технологий, таких как топливные элементы, литий-ионные батареи с большими форматами, электрохимические реакторы и супермабиторы, которые становятся все более коммерческими. Электрохимические или кулолометрические титры были введены для количественного анализа мельчайших величин в 1938 году венгерскими химиками Ласло Шебелле и Золтаном Сомоги. Электрохимия также имеет важные применения в пищевой промышленности, такие как оценка взаимодействия с пищевыми продуктами/упаковкой, анализ композиции молока, Характеристика и определение замораживающей конечной точки смесей мороженого или определение свободной кислотности в оливковом масле .

Смотрите также

• Биоэлектромагнетизм
• Биоэлектрохимия
• Биполярная электрохимия
• Контактное напряжение - исторический предшественник теории электрохимии.
• Коррозионная инженерия
• Циклическая вольтамперометрия
• Электрохимическая окраска металлов
• Электрохимическая импедансная спектроскопия
• Электроаналитические методы
• Электрокатализатор
• Электрохимический потенциал
• Электрохемилуминесценция
• Электродеоонизация
• Электрополирование
• Гальванизация
• Электрохимическая инженерия
• Электрохимическое преобразование энергии
• Электросинтез
• Морозная диаграмма
• Топливные элементы
• Ities
• Список электрохимиков
• Важные публикации в области электрохимии
• Магнитоэлектрохимия
• Наноэлектрохимия
• Фотоэлектрохимия
• Плазменная электрохимия
• Диаграмма Pourbaix
• Протеиновая пленка вольтометрия
• Серия реактивности
• Окислительно -восстановительное титрование
• Стандартный потенциал электрода (страница данных)
• Вольтамметрия

Библиография

• Крейса, Герхард; Ота, Кен-Ичиро; Савинелл, Роберт Ф., ред. (2014). Энциклопедия прикладной электрохимии . Нью -Йорк, Нью -Йорк: Springer New York. doi : 10.1007/978-1-4419-6996-5 . ISBN  978-1-4419-6995-8 .
• Эббинг, Даррелл Д. и Гаммон, Стивен Д. Общая химия (2007) ISBN   0-618-73879-7 ,
• Нобелевские лекции по химии , том 1, World Scientific (1999) ISBN   981-02-3405-8
• Swaddle, Томас Уилсон неорганическая химия: промышленная и экологическая перспектива , Academic Press (1997) ISBN   0-12-678550-3
• Бретт СМА, Бретт Амо, Электрохимия, принципы, методы и приложения, Oxford University Press, (1993) ISBN   0-19-855389-7
• Wiberg, Egon; Wiberg, Nils and Holleman, Arnold Frederick Inorganic Chemistry , Academic Press (2001) ISBN   0-12-352651-5

Внешние ссылки

• СМИ, связанные с электрохимией в Wikimedia Commons