Wprowadzenie do elektrochemii – notatki do Olimpiady

Wprowadzenie do elektrochemii – notatki do Olimpiady Chemicznej

Ogłoszenie : bardzo prawdopodobne, że do końca września / początku października (czyli 2 miesiące przed I etapem) uda mi się zrobić pełny kurs video zarówno z elektrochemii jak i kinetyki, oparty na mojej filozofii nauki chemii fizycznej, a więc : jak najwięcej zadań, jak najmniej teorii (ale oczywiście ona jest, żeby mieć pojęcie o czym w ogóle mowa). Zadania oczywiście będą stylizowane na te olimpijskie – po drodze jakby ,,wycinki podpunktów” , aby uporządkować zdobytą wiedzę i na koniec pełne, dwudziestopunktowe zadania z pełnymi rozwiązaniami. Pod koniec postu zamieszczam orientacyjny spis zagadnień jakie będą poruszone w kursie.

 


*Nikt Was oczywiście o definicje nie będzie pytał, więc absolutnie nie uczcie się niczego na pamięć, te pojęcia służą jedynie za wprowadzenie, warto się po prostu z tym zaznajomić. No bo powiedzmy sobie szczerze – co to za frajda używać suchych wzorów, jeśli nawet nie potrafimy sobie wyobrazić, co się dzieje?


*Zakładam, że umiecie materiał czysto licealny czyli bilansować reakcje redoks i tzw. równania połówkowe są Wam znane. Jeśli nie, najpierw sobie to przeróbcie.

Zacznijmy od samego początku – czym jest…

Elektrochemia  – to dział z chemii fizycznej (ale na OlChemie może się również pojawiać zamiast zadania 1 z chemii analitycznej) , który zajmuje się opisem zależności pomiędzy jakąś zmianą (reakcją) chemiczną a elektrycznością.

Dla przypomnienia z fizyki, prąd elektryczny – to nic innego, jak uporządkowany ruch ładunków elektrycznych.  A te ładunki to po prostu cząstki, które potrafią wytwarzać pole elektryczne. Mogą to być :

  • ładunki dodatnie (np. jony dodatnie: H^{+} )
  • ładunki ujemne (np. elektrony lub jony np.  OH^{-} )

A słowo ,,uporządkowany” : oznacza po prostu przejście z chaotycznego ułożenia w ukierunkowany ruch, tylko wtedy powstanie prąd. Teraz jeszcze ważna sprawa – w jakim kierunku leci sobie ten prąd elektryczny?

  • jeśli nośnikami prądu są ładunki dodatnie, to umowny kierunek prądu jest zgodny z kierunkiem ich ruchu uporządkowanego
  • jeśli nośnikami prądu są ładunki ujemne, to umowny kierunek prądu jest przeciwny do kierunku ich ruchu uporządkowanego
  • Te dwa podpunkty wyżej opisują rzeczywisty kierunek prądu, natomiast umowny kierunek prądu jest od plusa + do minusa -   + \rightarrow -

Dobrze, do rzeczy. Nas głównie interesują ogniwa elektrochemiczne i o nich niestety musimy sobie troszkę opowiedzieć.

Ogniwo elektrochemiczne – urządzonko, które albo tworzy (generuje) energię elektryczną wskutek zachodzącej reakcji chemicznej lub odwrotnie – używa się energii elektrycznej aby zaszła dana reakcja chemiczna. W zależności, którą mamy opcję, ogniwa elektrochemiczne możemy podzielić na :

  • ogniwo elektrolityczne (elektrolizer) [zwróćcie uwagę na przyrostek -lityczne / -lizer \implies ,,liza” oznacza rozpad!] – używamy prądu elektrycznego, aby zaszła (aby ,,popchnąć”) reakcję redox, która inaczej by nie zaszła ( czyli jest to reakcja niespontaniczna \Delta G > 0 ). Często używa się tego do rozkładu jakiegoś związku : np. elektroliza H_{2}O na wodór i tlen. O elektrolizie sobie jeszcze powiemy, ale już powoli wiemy o co chodzi.
  • ogniwo galwaniczne (ogniwo woltaiczne) – tutaj oczywiście w drugą stronę – tworzy się energia elektryczna, a jej źródłem jest samoistnie (spontanicznie : \Delta G < 0 ) zachodząca reakcja redox. Też będę jeszcze to dokładnie opisywał.
  • a bateria? – to jest po prostu urządzenie złożone z kilku połączonych ze sobą ogniw elektrochemicznych czyli :                bateria = n (ogniw)

Ja przepraszam, że jest tyle teorii 🙁 , ale szczerze mówiąc, jak sam się kiedyś uczyłem do elektrochemii na 59. edycję, to teoria wydawała mi się zbyt chaotycznie zrobiona w podręcznikach i ciężko było to zrozumieć. Wprowadzenie musi takie być, obiecuje, że potem to będą tylko zadania, zadania i zadania. 90% to zadania, a ten 10% wstęp to troszkę opisów. Przebrnijcie to.

Elektroda – coś (dla nas to będzie raczej pewien metal), co jest przewodnikiem elektrycznym ( przewodnik to jakaś substancja, która pozwala na przepływ prądu elektrycznego – jak mówiłem : metale, też grafit lub polimery).  I teraz elektrodę podzielimy sobie na :

  • katodę – tu ZAWSZE zachodzi redukcja. Mnemotechnika : czerwony kot : Red Cat (Redukcja na Katodzie). Skoro redukcja czyli np. proces : Cu^{2+} + 2e^{-} \rightarrow Cu   to widzimy, że potrzebujemy do tego procesu elektronów. Zobaczcie teraz, że logiczne jest dlaczego muszą np. dopływać tu ładunki ujemne czyli elektrony. Wiąże się to również z tym, że elektrony są na tą reakcję redukcji zużywane, ale o tym później.
  • anodę – tu ZAWSZE zachodzi utlenianie. Utlenianie to utrata elektronów, np. Zn - 2e^{-} \rightarrow Zn^{2+} .

Szerzej katodę i anodę omówimy sobie przy okazji omawiania ogniw, bo katoda i anoda będą miały różne znaki w różnych ogniwach – i to jest masakra! Zaczniemy od ogniwa galwanicznego :

Ogniwo galwaniczne : pamiętamy, że tutaj reakcja redox jest spontaniczna. Nie używam żadnego zewnętrznego źródła prądu (nie podłączam go do gniazdka).

Najpierw trzy skomplikowane obrazki (Rys. 1 , Rys. 2 oraz Rys. 3) – opracujemy sobie to ogniwo galwaniczne na przykładzie ogniwa Daniella – klasyk na Olimpiadę :

Rys. 1 – schemat ogniwa DaniellaRys. 1

Rys. 2 – powiększenie na płytkę ZnRys. 2

Rys. 3 – powiększenie na płytkę CuRys. 3

 

A teraz po kolei wszystko opiszemy. Zaczniemy do rysunku 1.

  • ogniwo to składa się z dwóch półogniw. Co to jest półogniwo?
    • półogniwo – elektroda (anoda/katoda) + elektrolit. U nas :
      • półogniwo po stronie lewej : elektroda cynkowa ( czyli po prostu metal Zn_{(s)} ) zanurzona w roztworze siarczanu cynku ZnSO_{4}
      • półogniwo po stronie prawej : elektroda miedziana (czyli po prostu metal Cu_{(s)} zanurzona w roztworze siarczanu miedzi CuSO_{4}
  • na górze mamy drucik, który łączy ze sobą dwie elektrody. Po środku jest żarówka, która jak widzimy działa (świeci), a to dlatego, że przecież wytwarza się energia elektryczna. Widzimy, że płyną sobie elektrony od półogniwa cynkowego, który jest tutaj anodą, do półogniwa miedzianego, który jest katodą. Prąd natomiast, zgodnie z tym co napisałem na początku płynie w stronę przeciwną.Czyli w tym przypadku :
    • elektrony lecą : od anody do katody
    • prąd leci : od katody do anody
  • trochę niżej mamy kolejny łącznik, który nazywamy kluczem elektrolitycznym( mostek solny) – łączy ze sobą dwa roztwory, aby mogły przechodzić jony między nimi. Nie musi to być klucz, może to być też specjalna membrana z malutkimi otworami (porami) – aczkolwiek to bardziej skomplikowany układ. Dopóki nie wrzucimy tego klucza do roztworów, to nic się nie będzie dziać.

I to wszystko, jeśli chodzi o elementy budowy. Teraz przeanalizujmy sobie dokładnie, jak to wszystko działa :

  • po pierwsze : zapiszmy sobie reakcję jaka będzie zachodzić w tym ogniwie
    • sumaryczna \implies Cu^{2+} + Zn \rightarrow Cu + Zn^{2+}
    • katoda \implies Cu^{2+} + 2e^{-} \rightarrow Cu \implies redukcja
    • anoda \implies Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^{-}   \implies utlenienie    *tak się przyjęło, żeby zawsze zapisywać te reakcje z dodawaniem elektronów, a nie ich odejmowaniem.
  • teraz troszkę dokładniej :
    • na anodzie (Rys. 2) : na granicy faz (metal – ciecz tj. roztwór) dzieje się reakcja redoks : wytwarzają się jony Zn^{2+} . I teraz tak : załóżmy sobie, że jeśli żadna reakcja jeszcze się nie wydarzyła, to mamy wycinek metalu, który ma sześć rzędów atomów Zn, w każdym rzędzie 4 atomy cynku. Na naszym Rys. 2 reakcja już się dzieje. – dlatego w niektórych rzędach już możemy zauważyć ubytki atomów Zn. Zauważmy, że to powoduje zmniejszenie masy tej elektrody cynkowej (masa płytki cynkowej się zmniejsza) bo metal Zn się rozpuszcza i przechodzi w roztwór. Widzimy, że temu procesowi towarzyszy powstanie dwóch elektronów – one właśnie lecą tym górnym drucikiem do drugiej elektrody – miedzianej. ( jest to zaznaczone zieloną strzałką, najpierw biegną przez żarówkę, potem do katody).
    • na katodzie (Rys. 3)(przepraszam za swoje ,,umiejętności plastyczne” – ten zielony bazgroł to strzałka z grotem w dół) : a więc skończyliśmy na tym, że elektrony z anody lecą do katody. I te elektrony redukują jony Cu^{2+} , które osadziły się na elektrodzie miedzianej. Jony miedzi 2+ redukują się do metalu Cu i co się dzieję z masą tej płytki (elektrody) – oczywiście rośnie. Widzimy na naszym Rys. 3, że zielona strzałka z elektronami (które biegną od tej płytki Zn) biegnie sobie przez płytkę i te elektrony ,,wyłapują” jon Cu^{2+} , który zmienia się w metaliczną miedź. Zauważcie, że znowu – w niektórych rzędach już zaznaczyłem, że atomów Cu przybyło, jest ,,więcej kulek”.
    • aby prąd elektryczny mógł w ogóle przepływać, trzeba obwód elektryczny zamknąć – i właśnie do tego służy klucz elektrolityczny. Co jeszcze robi ten klucz? To jest generalnie taka rurka szklana, która w środku zawiera mocny elektrolit, najczęściej będzie to chlorek potasu KCl . Ten chlorek potasu jest rozpuszczony w specjalnym żelu, który nie wycieka ani z jednego ani z drugiego końca, ale umożliwia dyfuzję jonów. Z obu stron ta rurka ma założoną specjalną membranę (przepona) czy watę, czy też bibułkę. Teraz rozważmy sobie kilka sytuacji :
      • ogniwo jeszcze nie działa, nic się nie dzieje, bo nie ma zamontowanego klucza. Czyli de facto mamy np. roztwór CuSO_{4} , w którym zanurzony jest metal Cu . Wszystko jest bardzo fajnie, bo zachowana jest naczelna zasada elektroobojętności tj. ładunki dodatnie są równoważone przez ładunki ujemne \implies [Cu^{2+}] = [SO^{2-}_{4}]
      • ogniwo zaczyna działać – weźmy sobie półogniwo miedziane czyli tam gdzie jest nasza katoda. Jony Cu^{2+} są redukowane do metalicznej miedzi, czyli mamy w efekcie spadek stężenia jonów miedzi : \downarrow [Cu^{2+}] . Gdyby nie istniał klucz to byłby problem, bo przecież z jonami siarczanowymi nic by się dalej nie działo i w efekcie byłoby za dużo ładunków ujemnych a za mało dodatnich : [Cu^{2+}] <[SO^{2-}_{4}] .  I teraz do akcji wchodzi ten klucz, który umożliwia przejście tych nadmiarowych jonów siarczanowych do klucza, a więc ubywa ich z roztworu i następuje wyrównanie stężeń kationów i anionów. Oczywiście jest dodatkowe działanie w drugą stronę : z klucza przedostają się zawarte tam jony dodatnie (np. potasowe z tego KCl ). Dążymy do jak najszybszego wyrównania tej zaburzonej równowagi, dlatego mamy dwukierunkowy ruch jonów.
      • ogniwo już nam działa – teraz omówmy co na anodzie. Tutaj sytuacja jest bardzo podobna. Mamy wytwarzanie jonów Zn^{2+} czyli \uparrow [Zn^{2+}] co prowadzi do nadmiaru ładunków dodatnich w stosunku do ujemnych siarczanów \implies [Zn^{2+}] > [SO^{2-}_{4}] . I teraz ten siarczan, który sobie ucieka z katody płynie teraz do roztworu tego przy anodzie i mamy ponownie piękną równowagę. Dodatkowo działanie w drugą stronę – jony cynku płyną do klucza. Także całkiem ważny ten klucz.
  • pozostaje jeszcze dosłownie jedna kwestia – gdzie jest jakby ,,początek” tego wszystkiego?

Teraz uwaga, będzie trochę wiedzy dodatkowej, ale myślę, że powinna Wam rozjaśnić, co dokładnie się dzieje w tych półogniwach, a przez to ogólnie w całym ogniwie.

Jedziemy. Jeśli metal, który jest przewodnikiem (czyli taka nasza płytka miedzi czy cynku) zostanie połączona z elektrolitem, który też jest przewodnikiem (czyli u nas roztworem siarczanu miedzi lub cynku) to w wyniku ich wspólnego oddziaływania ze sobą tworzy się taka podwójna powierzchnia wspólna (styku) na granicy dwóch tych faz (faza = stan skupienia, u nas ciało stałe i ciecz). Nazywa się to ładnie, dla zainteresowanych, podwójną warstwą Helmholtza.

W skrócie, chodzi o to, że wytwarzają się pewne zależności pomiędzy jonami. Powstają warstwy kationowo-anionowe i między tymi warstwami elektrony są pompowane co daje naszą reakcję redukcji lub utlenienia. Wytłumaczę to dwa razy, niżej macie bardziej skrótowe wyjaśnienie (więc dobrnijcie do końca!) :

  1. Mamy atom metalu : atom to jak wiemy jądro w środku i na zewnątrz elektrony. Wiadomo, że elektrony te czasem można zabrać w mniejszej lub większej ilości – powstaje kation. Kation sam w sobie jest duży, więc nie bardzo się porusza, ale te malutkie odszczepione elektrony już sobie łatwo podróżują pomiędzy atomami metalu. Elektrony same sobie w roztworze wodnym istnieć nie mogą, ale za to ich ruch w wodzie wywołuje prąd.
  2. Wrzućmy sobie metal do wody – niech to będzie dla odmiany żelazo (Fe). 20180803_144951
  3. Część powierzchni metalu w wyniku kontaktu z wodą została zjonizowana. Duże dodatnie kationy pozostają w metalu, natomiast elektrony zerwały się ze smyczy i latają po metalu. Można powiedzieć, że wnętrze stało się bardziej ujemne (przez latające elektrony), a zewnętrze metalu stało się bardziej dodatnie (jonizacja metalu).
  4. Ale STOP?! Czemu w sumie tak się dzieje? Pamiętamy cząsteczkę wody? Jest ona spolaryzowana, na atomie tlenu jest częściowy ładunek ujemny. Co to zmienia:
    1. ten częściowy ładunek ujemny chce przyciągnąć do siebie ładunek dodatni => cząsteczka wody w efekcie chce ,,wyrwać” ten zjonizowany dodatnio atom metalu, który jest na powierzchni. Czyli to jest taka siła napędzająca właśnie tworzenie kationów na powierzchni metalu, bo potem jest przyciągany przez wodę.
    2. w tym metalu elektrony i kationy mogą się z powrotem łączyć – to działanie akurat osłabia tą jonizację na powierzchni metalu
    3. końcowy rezultat jest wypadkową tych sił i zależy od metalu. Sód będzie się ładnie jonizować, a takie złoto już słabo (sód rozpuszcza się w H_{2}O a złoto już nie bardzo – prawda?). Jak to ocenić? Wystarczy użyć znanego Wam zapewne szeregu elektrochemicznego. Im większa wartość potencjału standardowego (na wszelki wypadek, bo się czasem może pomylić : E^{\circ} = 0,34 V jest większe niż E^{\circ} = -0,45 V , czyli niższa pozycja w tym szeregu, tym ta jonizacja będzie gorsza. To jest zarąbiście ważne : bo tak rozpoznajecie katodę i anodę i o tym za moment.
  5. Przenieśmy tą wiedzę na ogniwa. Wyobraźmy sobie, że zanurzamy w wodzie płytkę miedzi oraz żelaza. Potencjał standardowy dla miedzi wynosi E^{\circ}_{Cu^{2+}/Cu} = 0,34 \ V natomiast żelaza : E^{\circ}_{Fe^{2+}/Fe} = -0,45 \ V zatem widzimy, że potencjał miedzi jest większy, zatem miedź będzie się gorzej jonizować na powierzchni płytki niż żelazo. Możemy tak kolokwialnie powiedzieć, że narosła większa ,,presja elektronowa” w tej płytce żelaznej (więcej elektronów w środku powstało), bo więcej atomów żelaza się zjonizowało Fe \rightarrow Fe^{2+} , czyli to żelazo bardziej ,,odchyliło” się od normy i bardziej chce do niej powrócić (tak jakbym ja wspiął się na 6. piętro, a kolega obok tylko na pierwsze – ja się bardziej boję i szybciej chce zejść na dół, bo tam jest bezpiecznie i ,,naturalnie”).
  6. Czyli podsumowując : mamy dużą presję elektronową na żelazie i małą na miedzi. Różnica tych presji elektronowych czyli potencjałów elektrycznych to tak zwany potencjał spoczynkowy ogniwa – bo następuje teraz dążenie do równowagi (stanu spoczynku). Możemy to przyrównać do U-rurki wypełnionej wodą. Czyli mamy rurkę w kształcie litery U i w jednym ramieniu jest nalane więcej wody (czyli wysokość wody w jednym ramieniu jest większa niż w drugim), a w drugim mniej. W pewnym momencie tej rurki jest mechaniczna przeszkoda, która zapobiega ruchowi wody. Teraz usuniemy tą przeszkodę i poziom wody się wyrówna ( w obu ramionach będzie taka sama wysokość). Czyli w naszym ogniwie następuje ruch elektronów zgodnie z gradientem : od miejsca z większą presją elektronową (żelazo) do miejsca z mniejszą presją elektronową (miedź).

To wszystko było dosyć okropnie, nie ukrywam. Teraz w mega uproszczeniu :

  1. Mamy dwie płytki metali X oraz Y, zanurzone w swoich roztworach.
  2. Oddziaływanie metalu X oraz Y z roztworem powoduje, że w środku metalu (w środku płytki) gromadzą się elektrony, a na powierzchni metalu (na powierzchni płytki) tworzą się zjonizowane kationy o jakichś tam dowolnych ładunkach ,,n” oraz ,,m” X^{n+} oraz Y^{m+} .
  3. Porównujemy potencjały standardowe dla X oraz Y. Wyższa wartość (bardziej dodatnia) oznacza, że ten metal słabiej się jonizuje. Czyli metal z niższym potencjałem to będzie ten, w którym będzie się gromadzić ,,elektronowa presja” czyli będzie tam dużo elektronów w środku.
  4. Te elektrony ze środka płyną do drugiego metalu (drucikiem, który łączy elektrody), w którym jest słabsza elektronowa presja.
  5. Gdy elektrony dopływają do drugiego metalu (do drugiej płytki, elektrody) to co się dzieje? Ujemne elektrony łączą się z dodatnimi kationami, które są na zewnętrznej powierzchni płytki, czyli następuje redukcja.
  6. Zmiany w stosunku ładunków dodatnich i ujemnych są wyrównywane przez klucz elektrolityczny jak to było wcześniej opisane.

Jeszcze jedna drobna i bardzo problematyczna kwestia – jak przypisać katodzie lub anodzie znak plus lub minus? 

  • zobaczmy co się dzieje jeszcze raz w ogniwie Daniella (czyli ogólnie w ogniwie galwanicznym). Na anodzie (Zn) ciągle mamy utlenianie, w wyniku czego powstają dwa elektrony, które potem lecą do katody. Zatem w tym przypadku : anoda = generowanie elektronów (in. nadmiar elektronów). Zatem jeśli tam jest nadmiar elektronów, to na tej elektrodzie będzie znak ujemny ( bo wyobraźcie sobie, że do czegoś dodajemy ujemne elektrony).
  • odwrotna sytuacja będzie na katodzie (Cu). Tutaj ciągle następuje redukcja (z definicji pamiętajmy, że zawsze tak jest – Red Cat!). Czyli ja ZUŻYWAM elektrony do redukcji jonów miedzi Cu^{2+} więc mam deficyt elektronów. Wyobraźcie sobie zatem, że z czegoś zabieramy elektrony (odejmuje ujemne elektrony), zatem znak elektrody będzie dodatni (dwa minusy dają plus).
  • Zatem najłatwiej ogarnąć to na podstawie reakcji połówkowej jaka ma miejsce w danym półogniwie :
    • Katoda : Cu^{2+} + 2e^{-} \rightarrow Cu \implies utrata elektronów - e^{-} = znak \ +
    • Anoda : Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^{-} \implies produkowanie elektronów + e^{-} = znak \ -

I to by były ogniwa galwaniczne. Jeszcze ogniwa elektrolityczne… Ale o nich w następnej części, żebyście nie utonęli w tym wpisie  :).

Wracając do ogłoszenia.

Co zawierałby taki kurs video? Przede wszystkim jest to tłumaczenie na tablicy, co daje dużo większą swobodę i łatwiejsze przekazywanie wiedzy. I najważniejsze – dużo robienia zadań – tylko tak się da nauczyć chemii fizycznej. Orientacyjny (bo niekoniecznie w tej kolejności) spis treści :

  1. Podstawowe wiadomości : elektrochemia, prąd i jego kierunek. Ogniwa elektrochemiczne oraz ich podział, elektrody – anoda i katoda.
  2. Przykład ogniwa galwanicznego na podstawie ogniwa Daniella – dokładne omówienie.
  3. Rodzaje półogniw : gazowe (wodorowe), drugiego rodzaju. Elektrody odniesienia. Półogniwo redoks.
  4. Wszystko o potencjałach : potencjał ogniwa (SEM) , potencjał elektrody, potencjał standardowy.
    1. Potencjały redoks i szereg elektrochemiczny oraz przewidywanie kierunku reakcji redoks. Wpływ pH na potencjał redukcji pary redox.
    2. Równanie Nernsta – liczenie potencjału półogniwa oraz ogniwa, liczenie stałej równowagi.
    3. Zależność między potencjałem a entalpią swobodną. Zależność potencjału od temperatury.
    4. Diagramy Latimera.
  5. Ogniwa elektrolityczne – dokładne omówienie. Elektroliza i jej mechanizm. Reakcje na elektrodach. Prawa elektrolizy Faradaya.
  6. Obliczanie pH roztworu z użyciem elektrody wodorowej.
  7. Ogniwa stężeniowe – omówienie.
    1. Obliczanie SEM
    2. Obliczanie K_{so} trudno rozpuszczalnych soli, określanie nieznanego ładunku danego jonu. Obliczanie stałej kwasowej K_{a}
  8. Korozja od strony elektrochemii. Reakcje, metody zapobiegania
  9. Bateria litowo – jonowa. Akumulator kwasowo – ołowiowy.
  10. Podstawy miareczkowania potencjometrycznego.
  11. Zbiór zadań z elektrochemii : analiza wybranych zadań z I oraz II etapu OlChemu oraz zadań z olimpiady międzynarodowej IChO. 20 zadań jednokrotnego wyboru. Dodatkowo dwadzieścia zadań ( o średniej żłożoności np. 3-6 podpunktów na jedno takie zadanie) na przećwiczenie poznawanych na bieżąco aspektów. Trzy pełne zadania z elektrochemii (20 pkt na około godzinę roboty). Każde zadanie z pełnym omówieniem. 

Bylibyście zainteresowani takim kursem?

I have been so electrically occupied of late that I feel as if hungry for a little chemistry: but then the conviction crosses my mind that these things hang together under one law & that the more haste we make onwards each in his own path the sooner we shall arrive, and meet each other, at that state of knowledge of natural causes from which all varieties of effects may be understood & enjoyed. — Michael Faraday

8 myśli w temacie “Wprowadzenie do elektrochemii – notatki do Olimpiady”

  1. Tak, byłoby to bardzo ciekawe, zwłaszcza zadania z finałów i międzynarodowej, które już nie idą od razu z równania Nernsta.

      1. Witam serdecznie 🙂 Prace zostały nad nim porzucone (w sensie jest on gotowy w formie bardzo surowej). Nie wyrobiłem się w terminie po prostu (samo pisanie na blogu jest bardzo czasochłonne), a nie chciałem puszczać czegoś, co będzie tracić na jakości tylko po to, żeby było na czas.

Leave a Reply