Transcript Chemická vazba - podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na

Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA
CH6 - Chemická vazba
Mgr. Aleš Chupáč, RNDr. Yvona Pufferová
Gymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o.
Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo:
CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „PODPORA CHEMICKÉHO A FYZIKÁLNÍHO
VZDĚLÁVÁNÍ NA GYMNÁZIU KOMENSKÉHO V HAVÍŘOVĚ“
Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a
státním rozpočtem České republiky.
Chemická vazba
• Atomy většiny prvků nejsou schopny samostatné
existence, ale spojují se ve stabilní složitější útvary
– molekuly, krystaly
tvorba molekul
molekuly prvků
molekuly sloučenin
Chemická vazba
• chemická vazba = soudržná síla mezi atomy
v molekulách nebo krystalech
• chemická vazba = spojení atomů je prostřednictvím
valenčních elektronů
Chemická vazba
• valenční elektrony – jsou umístěny ve vnější
elektronové vrstvě = valenční vrstvě
• vznik chemických sloučenin je založen na stabilní
elektronové konfiguraci vzácných plynů
• oktetové pravidlo:
atomy se slučují prostřednictvím předávání nebo
sdílení elektronů tak, aby dosáhly stabilní elektronové
konfigurace nejbližšího vzácného plynu
ÚKOL
ÚKOL č. 1
Napiš značky vzácných plynů a uveď, proč se skládají
z nesloučených atomů.
Princip vzniku chemické vazby
• Ke vzniku chemické vazby dochází jen
v případě, že vznikají energeticky stabilnější
produkty, než byly látky výchozí.
Podmínky vzniku chemické vazby
 atomy musí mít dostatečnou energii
obr. č.1 Překrytí orbitalů
obr. č.2 Přiblížení orbitalů
 atomy se musí přiblížit tak, aby se překryly valenční orbitaly
(uplatňují se zde přitažlivé síly, které vedou ke snížení energie; dalším
přibližováním by došlo k odpuzování atomů
nevznikne vazba)
 elektrony v orbitalech musí být uspořádány tak, aby došlo ke
vzniku elektronového páru
obr.č.3 Vznik vazby
ANO
NE
 stabilní vazba se vytvoří jedině tehdy, dojde-li při jejím vzniku
ke snížení energie
Charakteristiky chemické vazby
 Délka vazby- vzdálenost středů atomových jader v
řádech pm tj. 10-9 m
 Energie vazby kJ
/ mol

 Pevnost vazby - hodnotí se podle energie nutné k
jejímu rozštěpení
 Prostorové uspořádání - vazebný úhel
Délka vazby
závisí:
• na velikosti atomů
• na rozdílu jejich elektronegativit
• na násobnosti vazby
I–I
Cl – Cl
H–H
obr. č.4 Délka vazby
Energie
kJ
/ mol

• Vazebná energie (Ev)- energie, která se uvolní při vzniku
vazby; čím více energie se uvolní, tím stabilnější vazba
vznikne, vazebná energie klesá s rostoucí délkou vazby
• Disociační energie (Ed ) - energie, která se musí dodat
k rozštěpení vazby, liší se od Ev znaménkem
H + H → H-H
H
H
H-H → H + H
H H
H H
E = - 458 kJ/mol
H
H
- EV = E D
E = + 458 kJ/mol
obr.č.5 Energie vazby
Energie vazby
obr. č.6 Graf energie vazby
Energie
závisí:
•
•
•
•
na velikosti atomů
na rozdílu elektronegativit atomů
násobné vazby mají vyšší energii
čím kratší vazba, tím vyšší energie
kJ/mol
H–H
432
H–F
565
C–N
305
Cl – Cl
240
H–O
460
C=N
615
I–I
149
H–N
390
C
890
N
Prostorové uspořádání vazeb
= pravidelné rozdělení prostoru okolo atomu pro
vazebné i nevazebné elektrony
Základní prostorové tvary molekul
lineární
lomená
tetraedr
plošná
trojboká bipyramida
oktaedr
obr. č.7 Tvary molekul
Vyjadřování vzniku chemické vazby
 překrytím orbitalů
obr. č. 8 Překryv orbitalů
obr. č. 9 Vazebný elektronový pár
 elektronové strukturní vzorce
vazba = valenční čárka – znázorňuje vazebný
elektronový pár (popř. nevazebný pár atomu)
 pomocí spojnice rámečků
spojnice znázorňuje překrytí orbitalů
obr. č.11 Spojnice rámečků
O
H
obr. č.10 Nevazebný elektronový pár
1H
1H
H
Typy vazeb
 Kovalentní (polární, nepolární)
 Iontová
 Koordinačně – kovalentní (Donor – akceptorová)
 Kovová
 Slabé vazebné interakce
(Vodíkové můstky, van der Waalsovy síly)
Kovalentní vazba
 dochází ke sdílení elektronového páru oběma atomy
H ↑↓ H
obr. č.12 Sdílení elektronů
Elektrony chemické vazby
Kovalentní vazba
Rozdělení
 podle výskytu hustoty vazebného elektronového páru
 podle násobnosti vazeb
 podle polarity
Podle výskytu hustoty vazebného
elektronového páru
• Vazba σ - největší hustota vaz. el. páru se nachází na spojnici jader
obou vázaných atomů
Překryv dvou s orbitalů.
Překryv s a p orbitalu.
Překryv dvou p orbitalů.
obr. č.13 Vazba sigma
•
Vazba π - největší hustota vaz. el. páru je symetricky rozložena
mimo spojnici jader (nad a pod spojnicí)
Překryv dvou p orbitalů.
obr. č.14 Vazba pí
Podle výskytu hustoty vazebného
elektronového páru
obr. č.15 Vazba sigma a pí
Podle násobnosti vazeb
• jednoduchá
• dvojná
• trojná
1 vazebný elektronový pár
σ
delší a slabší než dvojná a trojná
2 vaz. el. páry
σ+ π
kratší a pevnější něž vazba jednoduchá
3 vaz. el. páry
σ+2π
nejkratší a nejpevnější
• vaznost = číslo udávající, kolik kovalentních vazeb
(vazebných elektronových párů) daný atom vytváří
s jinými atomy
F
1s ↑↓ 2s ↑↓
2p ↑↓ ↑↓ ↑
F
1s ↑↓ 2s ↑↓
2p ↑↓ ↑↓ ↓
O
1s ↑↓ 2s ↑↓
2p ↑↓ ↑ ↑
O
1s ↑↓ 2s ↑↓
N
1s ↑↓ 2s ↑↓
N
1s ↑↓ 2s ↑↓
2p ↑↓ ↓ ↓
Jednoduchá vazba
(vazba sigma)
Dvojná vazba
(vazba sigma
+ vazba pí)
2p ↑ ↑ ↑
2p ↓ ↓ ↓
Násobná
vazba
Trojná vazba
(vazba sigma
+ 2 vazby pí)
obr. č.16 Vazba podle násobnosti
ÚKOL
STABILITA VAZEB
ÚKOL č. 2
• Která vazba (σ nebo π) je stabilnější a proč?
Vazba σ . Velké hodnoty disociačních energií.
• Která vazba bude vznikat nejdříve?
Ta stabilnější - vazba σ
• Která vazba se bude při chemických reakcích
přednostně štěpit?
Ta méně stabilní – vazba π , je potřeba dodat méně
energie.
Podle polarity
Elektronegativita (X) - Linus Pauling
= schopnost atomu přitahovat vazebný elektronový pár
• schopnost přitahovat vazebný elektronový pár je
u atomů rozdílná, vyjadřuje se číselně, lze ji najít v tabulkách
• čím je hodnota větší, tím má atom větší schopnost
přitahovat vazebné elektrony
• elektronegativnější atom (s vyšší X, tvoří anionty) ve vazbě
poutá el.pár silněji než druhý elektropozitivnější ( s nižší X.
tvoří kationty)
ÚKOL
STABILITA VAZEB
ÚKOL č. 3
• Vyhledej v periodické tabulce prvek s největší a
nejmenší hodnotou elektronegativity.
• Šipkou na vazbě označ, který atom více přitahuje
vazebné elektrony:
Na – Cl
Ag – Br
H–O–H
Ca – O
K–O–H
ÚKOL
ÚKOL č.4
S využitím webové stránky
http://cs.wikipedia.org/wiki/Elektronegativita
http://cs.wikipedia.org/wiki/Linus_Pauling
http://www.chem-web.info/cz/doplnky/zivotopisychemiku/linus-carl-pauling
připravte základní informace o významu a úspěchu na
vědeckém poli Linuse Paulinga
Podle polarity
• Nepolární vazba
• Polární vazba
• Iontová vazba
Nepolární kovalentní vazba
Polární kovalentní vazba
Iontová vazba
obr. č.17 Vazba podle polarity
Určení polarity z rozdílu ∆X
• Nepolární vazba
- vzniká mezi dvěma stejnými atomy (např.Cl2)
- vzniká mezi dvěma různými atomy s podobnou X
- rovnoměrné rozdělení elektronové hustoty
Cl
(ΔX < 0,4)
Cl
obr. č.18 Nepolární vazba
Určení polarity z rozdílu ∆X
• Polární vazba
∆X = 0,4 – 1,7
- vzniká mezi dvěma různými atomy
- vazebný pár posunut k elektronegativnějšímu atomu ( má vyšší
hodnotu X)
δ+
δ- vytvoření parciálních (částečných) nábojů
H
Cl
- molekula tvoří tzv. dipól
H
Cl
obr. č.20 Polární vazba – parciální náboje
H
obr. č.19 Polární vazba
Cl
Určení polarity z rozdílu ∆X
• Iontová vazba:
∆X > 1,7
- vzniká mezi dvěma různými atomy
- extrémně polární vazba
- sdílené elektrony jsou vtaženy do val.vrstvy atomu s vyšší X,
vznikají tak ionty
Na+ Cl- atomy jsou k sobě vázány elektrostatickými silami
-
+
Na+
Cl-
Na
obr. č.22 Vznik iontů
obr. č.21 Iontová vazba
Cl
ÚKOL
ÚKOL č.5
Výpočtem urči druh vazby v molekulách:
• Kyslíku (O2)
• Oxidu dusičitého (NO2)
• Amoniaku (NH3)
• Chloridu draselného (KCl)
• Vody (H2O)
• Fluoridu vápenatého (CaF2)
• Bromovodíku (HBr)
Iontová vazba
• sloučeniny s tímto typem vazby se nazývají iontové
• kationty snadno vznikají z atomů s malou ionizační
energií a malým počtem valenčních elektronů
(K+, Ca2+, Al3+)
• anionty snadno vznikají z atomů s velkou
elektronovou afinitou a velkým počtem valenčních
elektronů (Cl-, O2-)
Iontová vazba
IONIZAČNÍ ENERGIE
- energie potřebná k odtržení 1 molu elektronů z 1
molu atomů → vzniká KATION
Na – 1 e–  Na+
ELEKTRONOVÁ AFINITA
- energie uvolněná při vzniku aniontů
F + 1 e –  F–
Iontová vazba
• Každý ion je obklopen určitým počtem opačně nabitých iontů a
vytváří tak iontový krystal, který můžeme považovat za
makromolekulu.
obr. č.23 Pohyb iontů
• Při rozpouštění nebo v tavenině se ionty uvolňují a mohou se
volně pohybovat. Výsledný roztok nebo tavenina vede díky
volnému pohybu iontů elektrický proud.
Koordinačně – kovalentní
(Donor – akceptorová, dativní)
• celý vazebný elektronový pár poskytuje pouze jeden atom.
• atom, který poskytuje celý elektronový pár je donor (dárce),
• atom, který elektronový pár přijímá je akceptor (příjemce),
má prázdný = vakantní orbital
vazebný
elektronový
pár
vakantní
elektronový
orbital
nevazebný
elektronový
pár
obr. č.24 Koordinačně – kovalentní vazba
Koordinačně – kovalentní
(Donor – akceptorová, dativní)
• rozdíl mezi kovalentní a donor akceptorovou je jen ve
způsobu vzniku, vlastnosti mají stejné
• typická pro komplexní sloučeniny přechodných kovů, které
pro ni poskytují volné orbitaly d
• Př.: NH3 + H+  NH4+
K3[Fe (CN)6], [Ag(NH3)2]+, H[AuCl4], [Au(CN)4]–
Vznik amonného kationtu
NH4+
N
H
H
H
H+
1s ↑↓ 2s ↑↓
2p ↑ ↑ ↑
1s ↓
1s ↓
1s ↓
1s
obr. č.25 Vznik amonného kationtu
Kovová vazba
• prvek je kovem, jestliže počet elektronů jeho nejvyšší
zaplňované vrstvy je menší nebo roven číslu periody, v níž se
nachází
• kovy v pevném stavu = krystalická mřížka, atomy kovů jsou
obklopeny zpravidla 8 či 12 sousedními atomy
Krystalová mřížka mědi - Cu.
obr. č.26 Krystalová mřížka mědi
Jednotlivé atomy nejsou v kovu rozmístěny nahodile, ale tvoří pravidelné
geometrické útvary.
Kovová vazba
• kationty kovu tvoří uzlové body krystalové mřížky
• valenční elektrony se zde pohybují v podobě elektronového
plynu (jsou delokalizované)
• všechny valenční elektrony jsou společné všem členům mřížky
• v atomech se vytvářejí energetické pásy, kde jsou lokalizované
společné elektrony
obr. č.27 Pohyb elektronového plynu
Kovová vazba
• překrýváním energeticky stejných valenčních elektronových
orbitalů v krystalu kovu vznikají společné energetické pásy
obr. č.28 Energetické pásy v kovech
• zde se mohou elektrony volně pohybovat a dodávat tak látce
specifické vlastnosti kovů - lesk, velkou elektrickou a
tepelnou vodivost, kujnost a tažnost i jejich chemické
vlastnosti.
Kovová vazba
• Tepelná a elektrická vodivost: je způsobena pohyblivostí
elektronů. Čím jsou uzlové body blíž u sebe, tím elektrony
hůře prochází (vodivost je tak slabší).
• Kování nebo tváření: je způsobeno
delokalizací elektronů,
jednotlivé vrstvy krystalové mřížky
po sobě volně posouvají.
• Kujnost: je ovlivněna vzdáleností
uzlových bodů. Čím jsou uzlové body
blíže u sebe, tím je kov tvrdší ale křehčí.
Naopak je kov měkčí a snadno se upravuje.
obr. č.29 Pohyb elektronů
ÚKOL
ÚKOL č.6
S využitím webových stránek zjisti informace o jevu s
názvem supravodivost a zpracuj jako krátký referát.
Vlastnosti látek v závislosti
na chemické vazbě
LÁTKY S KOVALENTNÍ VAZBOU
• nízké teploty tání a varu
• nerozpustné v H2O
• rozpustné v organických sloučeninách
• nevodiče
Př.: Cl2, H2O, NH3, CH4, křemen, benzen (C6H6),
Vlastnosti látek v závislosti
na chemické vazbě
LÁTKY S IONTOVOU VAZBOU
• vysoké teploty tání a varu
• rozpustné v polárních rozpouštědlech (H2O)
• nerozpustné v organických rozpouštědlech
obr. č.30 Iontová vazba v NaCl
• tvrdé, křehké
• elektrolyt (tavenina nebo roztok) vedou elektrický proud
• Př.: roztok NaCl, KF, Na2S, K2O,
Vlastnosti látek v závislosti
na chemické vazbě
LÁTKY S KOVOVOU VAZBOU
• vysoké teploty tání a varu
• nerozpustné
• dobře vedou elektrický proud a teplo
• tažné, kujné, kovový lesk, neprůsvitné
• tvorba slitin
Př.: kovy
obr. č.31 Zlato
Vlastnosti látek v závislosti
na chemické vazbě
LÁTKY SE SLABÝMI VAZBAMI
• nízké teploty tání a varu
• rozpouštějí se v nepolárních rozpouštědlech
(benzin, toluen,...)
• jsou těkavé
• Př.: plyny, voda
Základní a excitovaný stav
• základní stav - umístění elektronů podle pravidel
Stabilní stav – díky nejnižší energii, řada atomů by však
v základním stavu nemohla tvořit sloučeniny
• excitovaný stav - dodáním energie, dojde k vypuzení elektronu
z páru do nejbližšího energeticky vyššího orbitalu.
16S:
16S*:
16S**:
[10Ne] 3s ↑↓
3p ↑↓ ↑ ↑
[10Ne] 3s ↑↓
3p ↑ ↑ ↑
[10Ne] 3s
↑
3p ↑ ↑ ↑
4s ↑
4s ↑ 3d ↑
obr. č.32 Základní a excitovaný stav síry
Prostorový tvar molekul
molekula
tvar
přímka = lineární tvar
vazebné úhly
spojnice svírají úhel 180°
BeCl2
1800
BF3
rovnostranný trojúhelník
spojnice svírají úhel 120°
1200
CH4
tetraedr (čtyřstěn)
spojnice svírají úhel 109,28°
obr. č.33 Tvary a vazebné úhly
Prostorový tvar molekul
molekula
PCl5
tvar
trigonální bipyramida
(trojboký dvojjehlan)
SF6
oktaedr (osmistěn)
(čtyřboký dvojjehlan)
vazebné úhly
(3 × 120°, 2 × 90°)
úhel 90°
obr. č.33 Tvary a vazebné úhly
Prostorový tvar molekul
Pro určení skutečného tvaru má dále vliv:
• přítomnost volného elektronového páru na
centrálním atomu
• přítomnost násobné vazby na centrálním atomu
Tvary odvozené od tetraedru
CH4
TETRAEDR
H2S
LOMENÁ MOLEKULA
Tvary odvozené od
trojúhelníku
SO3
TROJÚHELNÍK
SO2
Ostatní tvary
CO2
LINEÁRNÍ MOLEKULA
PCl5
LOMENÁ MOLEKULA
TRIGONÁLNÍ BIPYRAMIDA
SF6
NH3
TRIGONÁLNÍ PYRAMIDA
obr. č.33 Tvary a vazebné úhly
OKTAEDR
ÚKOL
ÚKOL č.7
Zapiš elektronovou konfiguraci těchto sloučenin a
odvoď tvar molekuly:
• H2O
• PCl5
• BeCl2
• BF3
• SF6
Slabé vazebné interakce
• mezimolekulová vazebná interakce, která je ve srovnání s
chemickou vazbou podstatně slabší (nízká hodnota energie)
• přitažlivé elektrostatické síly, které způsobují, že i molekuly se
mohou spojovat do složitějších nadmolekulárních struktur
• ovlivňují fyzikálně-chemické vlastnosti látek
• Rozdělení: Van der Waalsovy síly
Vodíková vazba (můstek)
Van der Waalsovy síly
• jsou důsledkem okamžitých nerovnoměrností rozložení
elektronů v molekule
• velikost polarity lze vyjádřit pomocí dipólového momentu
vazby (μ).
obr. č.34 Polární a nepolární molekuly
δδ+
μ
δ+
δ+
δ-
μ
δ-
H Cl
δ-
Nepolární molekuly (μ=0)
Polární molekuly (μ≠0)
Parciální náboje rozloženy nesymetricky
Coulombické síly – interakce dipól - dipól
δ+
Parciální náboje rozloženy symetricky
Indukční síly
Disperzní síly
ÚKOL
ÚKOL č.8
S využitím webové stránky
http://www.converter.cz/fyzici/debye.htm
http://cs.wikipedia.org/wiki/Peter_Debye
http://www.osobnosti.net/peter-debye.htm
připravte základní informace o významu a úspěchu na
vědeckém poli Petera Debye
Van der Waalsovy síly
• Coulombické síly – interakce dipól – dipól (viz voda), dipól - ion
- je způsobená polaritou molekul. Je to elektrostatický jev, molekuly
se k sobě natáčí „vrcholky“ s opačnými náboji.
• Indukční síly - potřebuje ke svému vzniku trvale polarizovanou
molekulu, která polarizuje ostatní (polární i nepolární) molekuly.
• Disperzní síly - vycházíme z představy, že molekuly oscilují (kmitají)
dost chaoticky. V určitých momentech se „vykmitnutím“ poruší
neutrální stav molekuly a vznikne dipól.
obr. č.35 Van der Waalsovy síly
Disperzní síly
Indukční síly:
interakce: mezi nepolárními molekulami Interakce dipól–indukovaný dipól
Coulombické síly: Interakce dipól-dipól
Interakce dipól-ion
Gekon šplhá po skle velice dobře kvůli Van
der Waalsovým silám
obr. č.36 Van der Waalsovy síly
Vodíková vazba (můstek)
• interakce mezi molekulami nebo i v rámci dvou částí jedné
molekuly (speciální případ interakce dipól – dipól)
• je podstatně slabší (asi 10×) než iontová nebo kovalentní
vazba.
• je tvořena vodíkem a silně elektronegativním prvkem s
volným elektronovým párem
obr. č.37 Molekula vody
obr. č.38 Vodíkové vazby v molekule vody
Vodíková vazba (můstek)
• vazebný el. pár je posunut k elektronegativnějšímu a atom
vodíku může vytvořit slabou vazbu s volným el. párem na
atomu další molekuly
• vznik vodíkové vazby je možný pouze u velmi
elektronegativních prvků, jako jsou fluor, kyslík a dusík (silná
polarita vazeb HF, OH a NH)
obr. č.39 Vodíková vazba v molekule vody
Vodíková vazba v molekule vody
obr. č.40 Vazby v molekule vody
Vodíkové můstky podmiňují
např.
•
fyzikální vlastnosti látek – teplota varu, tání..
•
vlastnost, že voda je kapalina za podmínek, kdy jí podobné
sloučeniny jsou plynné (H2S, H2Se)
•
stálost prostorového uspořádání bílkovin a nukleových kyselin
•
vlastnosti karboxylových kyselin, alkoholů a dalších
organických sloučenin
Použité informační zdroje
[1] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z
http://cs.wikipedia.org/wiki/Soubor:Dihydrogen-3D-vdW.png
[2] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://highered.mcgrawhill.com/sites/0072512644/student_view0/chapter10
[3] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://www.teiresias.muni.cz/czbrailletest/CH2-4
[4] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z
www.teplamilada.wz.cz/materialy/.../prvak/7_Chemicka_vazba.ppt
[6] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z
http://cheminfo.chemi.muni.cz/materials/ObecnaChem_C1020/l6_vsepr.pdf
[7][online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://heylottka.blog.cz/0801/tvary-molekulaneb-vsepr-2-cast
[9] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z
www.teplamilada.wz.cz/materialy/.../prvak/7_Chemicka_vazba.ppt
[12] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z
http://www.zschemie.euweb.cz/molekuly/molekuly5.html
[15] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http:Vaz//heylottka.blog.cz/0801/tvarymolekul-aneb-vsepr-1-část
[17] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://www.avonchemistry.com/chem_bond_explain.html
Použité informační zdroje
[23] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://www.ped.muni.cz/wphy/fyzvla/index.htm
[24] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://chemie-obecna.blogspot.cz/2011/08/donor-akceptorovavazba-iontova-vazba.html
[26] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://www.heisserohre.eu/PAGES/TECHMIN.htm
[27] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z
http://www.launc.tased.edu.au/online/sciences/PhysSci/pschem/metals/Metals.htm
[28] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://programujte.com/clanek/2005041811-vyroba-polovodicu-acipu
[29] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné www.teplamilada.wz.cz/materialy/.../prvak/7_Chemicka_vazba.ppt
[30] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://www.katoliss.estranky.cz/fotoalbum/chemie/nacl-_chloridsodny_/nacl.html
[31] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://hgf10.vsb.cz/546/Chemproc/text_2.htm
[33] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://helpforlucka.blog.cz/
[35] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://fikus.omska.cz/~bojkovsm/termodynamika/vdws.html
[36] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://cs.wikipedia.org/wiki/Mezimolekulov%C3%A9_interakce
[37] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://www.bb.iastate.edu/~thorn/bbmb101/Lectures/Lecture02.php
[38] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://z-moravec.net/ext_el/fyz/vazba.php
[39] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://en.wikipedia.org/wiki/File:Hydrogen-bonding-in-water-2D.png
[40] [online]. [cit. 2012-07-22]. Dostupné z http://www.bb.iastate.edu/~thorn/bbmb101/Lectures/Lecture02.php
Použité informační zdroje
obrázky č.[5, 8,10,11, 13,14, 16,18,19,20,21,22, 25,32,34] – autor Yvona Pufferová
Literatura
• MAREČEK, Aleš a Jaroslav HONZA. Chemie pro čtyřletá gymnázia.
Olomouc: Nakladatelství Olomouc, 2002. ISBN 80-7182-055-5.
• VACÍK, Jiří. Přehled středoškolské chemie. Praha: Státní pedagogické
nakladatelství Praha, 1990. ISBN 80-04-26388-7.
Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační
číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „PODPORA CHEMICKÉHO A
FYZIKÁLNÍHO VZDĚLÁVÁNÍ NA GYMNÁZIU KOMENSKÉHO
V HAVÍŘOVĚ“
Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a
státním rozpočtem České republiky.