Struktura látek Chemické vazby

Struktura látek
Chemické vazby
Obsah
• Stavba
St b atomu
t
• Základní částice mikrosvěta
• Jádro
• Elektronový obal
• Rozdělení prvků podle elektronové konfigurace
• PTP a její zákonitosti
• Chemická
Ch i ká vazba
b
• Interakce s vazebnými elektrony
» Iontová vazba
» Kovalentní vazba
» Kovová vazba
• Slabší vazebné interakce
» Vodíková vazba
» Van der Waalsova vazba
Stavba atomu
hmotnost elektronu je pouhá 1/1837
hmotnosti protonu → většina
hmotnosti atomu je soustředěna do
jjeho jádra
j
výsledný rozměr celého atomu je až
100 tisíckrát větší než je rozměr
jádra
velikost atomu lze zaznamenat
pomocí maximálního zvětšení na
transmisním elektronovém
mikroskopu
ik k
Základní částice mikrosvěta
Proton:
Neutron:
El kt
Elektron:
1
1
p
1
0
0
−1
Náboj
Hmotnost
+1,602177.10-19C
mp=1,67262.10-27kg
– mp = 1836 me
Náboj
Hmotnost
0C
mn=1,67493.10-27kg
– mn= 1839 me
Náboj
Hmotnost
–1,602177.10-19C
me=9, 10939.10-31kg
– mp = 1839 me
n
e
Jádro
Jád
Stavební
St
b í částice
čá ti jádra
jád jsou
j
směstnány
ět á
na velmi
l i
malém prostoru → hustota jádra je asi 1014 kg m-3
→ mezi kladně nabitými protony působí značné
odpudivé síly.
Mnohem silnější interakce, které udržují jádra
pohromadě ☺ jaderné síly
- malý dosah
- krátká doba interakce
- dosah jaderných sil definuje poloměr
jádra atomů
hmotnostní úbytek - vazebná energie jádra
poloměr atomového
atomo ého jádra kulový
k lo ý tvar
t ar mají pouze
po e
některá jádra s magickým počtem protonů i
neutronů, většina jader má tvar protáhlého
li id
k é jád j
d k
l
lá
Elektronový
l k
obal
b l
Zformuloval vzorec,
vzorec který postihoval naměřená data a platil pouze za
předpokladu, že energie proudí nespojitě, tedy v kvantech, a že energetické
kvantum je úměrné frekvenci nebo vlnové délce záření.
Max Planck
(1900)
Planck
Pl
k tento teoretický
i ký předpoklad
ř d kl d stanovil
il čistě
či ě matematicky,
i k z
fyzikálního hlediska mu příliš nedůvěřoval. Sám nazýval jeho přijetí
"aktem zoufalství". 14. prosince 1900 zveřejnil Max Planck teoretické
vysvětlení
s ětlení svého
s ého vyzařovacího
ařo acího zákona
ákona v Německém fyzikálním
f ikálním institutu.
instit t
Přijímaná nebo odevzdávaná energie je kvantována, protože každé částici
lze přiřadit pouze diskrétní hodnoty vlnové délky. (násobky vlnové
délky) – jako stojaté vlnění
V roce 1905 se chopil Planckovy teorie světelných kvant.
Ukázal, že existence kvant by mohla pomoci vysvětlit starou záhadu tzv.
fotoelektrického jevu.
Einsteinovi to vyneslo Nobelovu cenu za fyziku a ostatní vědci začali brát
kvantovou teorii vážně.
Albert Einstein
(1905)
Ernst Rutherford
(1911)
Experimentálně zjistil, že veškerá hmotnost atomu je soustředěna v jádře, které je
mnohem menší než celý atom
atom.
Předpokládal, že elektrony obíhají kolem jádra po drahách a vytvářejí elektronový
obal atomu → tzv. planetární model
Ruthefordova nukleární koncepce - první koncepce uvažující atomové jádro:
kl d náboj
kladný
b j je
j v centru atomu.
rozměry jádra jsou v porovnání s rozměry atomu 100 000x menší
hmotnost jádra je nepoměrně větší než hmotnost elektronů v atomovém
obalu
síly v bezprostřední blízkosti jádra jsou obrovské.
náboj jádra vyjádřený v energetických kvantech je numericky
roven pořadovému (protonovému) číslu atomu a určuje jeho vlastnosti.
N d
Nedostatky:
k kroužící
k ží í elektrony
l k
odevzdávají
d dá jí energii
ii do
d okolí,
k lí postupněě se přibližují
řibliž jí
k jádru až zaniknou – v rozporu se skutečností.
Zavedl do pohybových zákonů klasické mechaniky Planckovu teorii
teorii, tím odstranil
nedostatky Rutherfordova modelu → první kvantově mechanický model atomu.
Bohr tak přišel s revoluční myšlenkou: elektrony se mohou pohybovat jen po
určitých drahách, a nikoliv mezi nimi, energie elektronu tak nemůže nabývat
libovolných hodnot.
Niels Bohr
(1913)
Bohr pokračoval ve studiu struktury atomu na základě Ruthefordova objevu
atomového jádra a s využitím Planckovy a Einsteinovy kvantové teorie sestavil
teoretický kvantový model atomu vodíku.
Od roku 1916 působil v Kodani, kde založil a úspěšně vedl Ústav teoretické fyziky,
kterým prošli téměř všichni významní fyzici 1. pol. 20. stol. (tzv. kodaňská škola).
Na začátku dvacátých let vypracoval Bohr schéma obsazování energetických
hladin atomů elektrony
Jeho výzkumy umožnily na konci třicátých let pochopit štěpení atomu.
V roce 1923 Arthur Compton experimentálně prokázal, že rentgenové
záření má kvantovou podstatu (to svědčí o tom, že fotony lze pojímat jako
částice), a o rok později pak Louis de Broglie přišel s důkazem, že hmota
má vlnové vlastnosti → tzv. duální charakter částic.
V letech 1925 - 1926 se zrodil nový obor fyziky, kvantová mechanika, u
Louis de Broglie jehož vzniku stáli Niels Bohr, Erwin Schrödinger, Werner Heisenberg,
Max Born a Paul Dirac.
(1924)
Roku 1927 vytvořili tzv. kodaňskou školu kvantové teorie, dospěli k
názoru, že atomové jevy jsou jak částicového tak i vlnového charakteru.
Škola
Šk
l zahrnuje
h j i Bohrův
B h ů princip
i i komplementarity
k
l
t it (jevy
(j
v mikrosvětě
ik
ětě
jsou neurčité a není možné je popsat jako analogii klasické fyziky),
aplikovaný později i na filozofii a biologii.
Vyšel z Broglieho koncepce "materiálních
materiálních vln
vln" a již na počátku roku 1926
se objevuje jeho práce “Kvantování jako problém vlastních hodnot”.
Obsahuje tzv. Schrödingerovu rovnici a výpočty, které vedou ke stejným
výsledkům
ý
jako
j
Bohrova teorie.
Z této rovnice je možné určit vlnovou funkci, která má význam amplitudy
pravděpodobnosti výskytu částice a její kvadrát představuje hustotu
pravděpodobnosti
pravděpodobnosti.
Erwin
Schrödinger
(1926)
Část prostoru, v níž se nejpravděpodobněji elektron vyskytuje, se nazývá
orbit.
Pomocí kvantových čísel vyjadřujeme stavy, v jakých se vyskytují
elektrony obíhající kolem jádra, tj. může mít určitou energii a elektronovou
hustotu kolem jádra
jádra.
Jednotlivé orbity charakterizují tři kvantová čísla:
Stav jednotlivých elektronů ve všech složitějších atomech se popisuje
pomocí systému kvantových čísel.
Elektrony ve stavech se stejným n tvoří elektronovou vrstvu neboli
slupku Jednotlivé vrstvy se označují písmeny K-Q.
slupku.
KQ
Elektrony ve stavech se stejným n a l tvoří podslupku a mají stejnou
energii.
Poslední obsazená vrstva se nazývá valenční a je rozhodující pro vznik
vazby.
Idealizovaný tvar atomového orbitalu 1s (vlevo) a 2s (vpravo) podle rozložení elektronové
hustoty. Vše podle Kohout, Melník (1997).
Idealizovanýý tvar pp-orbitalů s různou pprostorovou orientací.
Idealizovaný tvar s orbitalu vodíku.
Pravidla zaplňování orbitalů:
1.Výstavbový princip – obsazování elektronů do jednotlivých atomových
orbitalů podle jejich rostoucí energie → elektronová konfigurace daného
atomu.
2.Pauliho princip – nemohou existovat dva elektrony, jejichž kvantová čísla
by byla všechna stejná, tzn. v orbitu existují maximálně dva elektrony s
opačným
p ý spinovým
p
ý číslem,, tato dvojice
j
se označuje
j jjako elektronovýý ppár.
Maximální počet elektronů v jednotlivých vrstvách je 2n2. Na tomto
principu je založen periodický systém, který byl potvrzen kvantovou teorií.
3.Hundovo pravidlo – stavy (orbitaly) se stejnou energetickou hodnotou se
všechny obsazují nejprve jedním elektronem.
V rámci slupky s daným hlavním kvantovým číslem vzrůstá energie
orbitalů v pořadí s, p, d, f.
4. pravidlo n+1 – pomáhá rozhodnout o tom, který ze dvou orbitalů má
nižší
ižší energii,
ii tzn.
t bude
b d se obsazovat
b
t dří
dříve.
Rozdělení
R
děl í prvků
ků podle
dl
elektronové konfigurace
Přednesl svoji teorii o triádách prvků (skupiny o třech prvcích),
které mají podobné vlastnosti a podobně reagují
Johann
Wolfgang
Döb i
Döbereiner
(1829)
Některé trojice
Prvek Atomová hmotnost
Hustota
Cl
35.5
1.56 g/ cm3
B
Br
79 9
79.9
3 12 g// cm3
3.12
I
126.9
4.95 g/ cm3
Ca
40.1
1.55 gg/cm3
Sr
87.6
2.6 g/cm3
Ba
137
3.5 g/cm3
Tento anglický analytický chemik, navrhl první periodickou tabulku
prvků, v které byly prvky uspořádány podle atomové hmotnosti hmotnosti.
Tvrdil, že jsou-li prvky takto uspořádány, jako by se u nich opakovaly určité
vlastnosti na každém osmém místě – tzv. zákon oktáv a přirovnal
uspořádání
řádá í prvků
ků k oktávám
k á á na klávesnici
klá
i i klavíru.
kl í
John Alexander
Všichni se jeho nápadu vysmáli, ale o pět let později publikoval ruský
Reina Newlands
chemik Mendělejev nezávisle na Newlandsově práci vyvinutější formu
(
(1864)
)
t b lk jež
tabulky,
j ž se používá
ží á dodnes.
d d
Viktor Meyer
(1864)
Dal do souvislosti atomový objem a atomovou hmotnost.
hmotnost
Zjistil, že u prvků seřazených podle vzrůstající atomové hmotnosti se
pravidelně (periodicky) opakují podobné vlastnosti. V několika případech
však musel udělat výjimku a předřadit těžší prvek lehčímu. Roku 1869
publikoval
blik l Mendělejev
M děl j poprvéé periodický
i di ký zákon,
ák který
k ý tuto závislost
á il
vyjadřuje, a periodickou tabulku prvků, která je grafickým vyjádřením
periodického zákona. V tabulce vynechal místa pro prvky, o kterých
předpověděl,
ř d
ěděl že
ž budou
b d objeveny
bj
později.
ději
Dnes je známo, že prvky nejsou uspořádány podle relativní atomové
hmotnosti ale podle stoupajícího protonového čísla.
hmotnosti,
čísla To byl také důvod,
důvod
Dmitrij Ivanovič proč musel Mendělejev předřadit těžší prvek lehčímu. Mendělejevův
Mendělejev
periodický zákon však byl zpočátku přijat se značným skepticismem a
(
(1869)
)
nebyl dlouhou dobu uznáván
uznáván. Až s objevením prvků gallia (1875),
(1875) skandia
(1879) a germania (1886), které Mendělejev předpověděl již v roce 1871,
byl periodický zákon všeobecně přijat.
Glenn T.
Seaborg (*1912)
PTP a jejíí zákonitosti
á
7 - period – horizontální řady - číslované 1, 2, .. 7, jsou ekvivalentní
obsazování elektronů ve valenčních slupkách K, L, M, apod.
16 – skupin – vertikální sloupce (1-16 nebo IA – VIIIA a IB – VIIIB
(hl í a vedlejší)),
(hlavní
dl jší)) obsahují
b h jí atomy, v jjejichž
ji hž valenční
l č í sféře
féř je
j stejný
j ý počet
č
elektronů, který odpovídá označení sloupce.
vyčleněny lanthanoidy (Z 58 – 71) a aktinoidy (90 – 103) - (vnitřně
přechodné
ř h d é prvky)
k )
vpravo nahoře nekovy, směrem doleva dolu – narůstá kovový charakter
některé části – skupiny prvků – mají své tradiční názvy :
alkalické kovy (IA od Li)
kovy alkalických zemin (IIA od Ca)
chalkogeny (VIA od S)
h l
halogeny
(VIIA)
vzácné plyny (VIIIA)
triáda mědi (Cu,Ag,Au)
železa (Fe,Co,Ni)
lehké platinové
platino é kovy
ko (Ru,
(R Rh
Rh, Pd)
těžké platinové kovy (Os, Ir, Pt)
Chemická vazba
Interakce s vazebnými elektrony
Iontová vazba
K l
Kovalentní
í
vazba
Kovová vazba
Slabší vazebné interakce
Vodíková vazba
Van der
W l
Waalsova
vazba
b
Kovalentně vázané C ve vrstvě
Vrstvy propojeny van der Waalsovými vazbami
Kovalentně vázané C ve třech směrech
Ve výjimečných případech se v přírodě vyskytují volné atomy, např.
jednoatomové molekuly vzácných plynů, ostatní se slučují pomocí
valenčních sil do složitějších útvarů.
Chemická vazba je síla, která drží skupinu dvou či více atomů pohromadě
a uděluje jim funkci základní jednotky.
Podstatou slučování jsou změny ve valenční sféře atomů vedoucí ke
vzniku společného přetvořeného elektronového systému, který má nižší
energii a je tedy stabilnější.
Chemickou vazbu charakterizuje disociační energie, která odpovídá práci
potřebné k rozštěpení vazby mezi atomy (=množství energie uvolněné při
vzniku
ik vazby),
b ) a délka
é
vazby.
Vztah mezi elektronegativitou a
typem vazby
nulový
kovalentní
střední
polárně kovalentní
velkýý
iontová
kovalentní
iontový
charakter
stoupá
typ vazby
klesá
Rozdíl elektronegativit
mezi vazebnými atomy
I t á vazba
Iontová
b
značné elektrostatické síly působící mezi opačně nabitými ionty
konfigurace vzácného plynu
atom s nižší ionizační energií (elektronegativitou, energie poutající
elektrony v atomu) předává valenční elektrony prvku s vyšší hodnotou
ionizační energie za vytvoření plně obsazených vnějších hladin → vzniklá
částice není elektricky neutrální, nese elektrický náboj = ion
Dva takové ionty s opačným nábojem jsou k sobě poutány elektrostatickou
silou svých opačných nábojů podle Coulombova zákona.
Velikost
V
lik t ionizační
i i č í energie,
i elektronegativivty,
l kt
ti i t závisí
á i í na umístění
í tě í v
periodické tabulce, roste v téže periodě se skupinou a klesá s rostoucí
velikostí atomu.
Tvar iontů: kulový s různým průměrem
Iontová vazba:
velmi pevná
energie 2-5 eV
snadno se rozruší rozpouštědly, např. vodou, dochází k
uvolnění
l ě í iontů,
i tů ttzv. disociace
di i
C způsobuje
Co
ů b j iiontová
t á vazba?
b ?
vysoký bod tání - NaCl asi 800°C
velmi vysoký bod varu - NaCl 1442°
roztoky iontových sloučenin vedou dobře elektrický
proud
velká mechanická pevnost
Příklady látek s iontovou vazbou: NaCl, CaCl2, MgBr2, AlF3, BaO, MnO2
NaCl
LiF
Vznik dipólového momentu
vazba elektronů s rozdílnou
elektronegativitou → vazebný elektronový
pár
á posunutt směrem
ě
k atomu
t
o vyšší
šší
elektronegativitě
rozdíl větší než 1,7 → vazba iontová
Nerovnoměrné rozdělení elektronů →
elektrickou nesymetrii
y
a atomy
y získávají
j
náboj
Měřítkem polarity chemické vazby:
dipólový moment molekul -hodnota a směr,
orientace
Dipólové momenty víceatomových molekul: vektorový součet
dipólových momentů všech vazeb v molekule včetně dipólových
momentů způsobených volným elektronovým párem, např.
molekula
l k l vody
d
Zákonitosti dipólového momentu:
u dvouatomových molekul prvků je nulový (vazby jsou nepolární),
viz. vazba kovalentní
heterogenní molekuly mají moment větší než nula, vazby jsou
polární
u iontových sloučenin je vysoký (LiH
(LiH, KF)
víceatomové symetrické sloučeniny jsou nulové (CH4, CO2)
S rostoucí násobností se zvětšuje polární charakter chemické vazby.
U některých sloučenin se vytvořený částečný náboj nelokalizuje na
t t atom
tento
t
a způsobuje
ů b j indukovanou
i d k
polarizaci
l i i sousedních
d í h vazeb.
b
Kovalentní vazba
Vazba atomů téhož druhu → oba rovnocenné atomy si vzájemně doplní
vnější elektronové vrstvy na stabilní konfiguraci (oktet). Vazby se účastní
sudý počet elektronů 2n (2, 4, 6), nazývají se vazebné, valenční.
Nejrozšířenější typ vazby mezi atomy a vyznačuje se splynutím
elektronových hladin dvou a více atomů za vzniku molekuly a nezáleží na
tom, ke kterému atomu který elektron původně patřil.
Pevnost vazby: 400 kJ/mol
energie
i je
j řád
řádověě 33-77 eV
V
Např.
Čistě kovalentní sloučeniny: nepolární
tvoří molekulové krystalové mřížky
ve vodném roztoku nepodléhají
elektrolytické disociaci
obvyklé zejména u organických sloučenin
Vazba koordinačně kovalentní - elektronový pár vznikne překrytím
orbitu obsahujícího pár s prázdným(vakantním) orbitem → atom
poskytující vazebný elektronový pár se nazývá donor (dárce), atom
přijímající
řijí jí í akceptor
k
( říj
(příjemce)
)
Např.
[Cu(NH3)4]SO4 síran tetraamminměďnatý -centrální atom - Cu
- ligandy
li d (abecedně)
( b d ě) - (NH3)
- koordinační číslo - 4
Vaznost: počet chemických vazeb, které může atom vytvořit
Překrytí dvou orbitů → vazba jednoduchá
Jednoduchá vazba dvou atomů vodíku.
Jednoduchá vazba molekuly HBr.
Překryv
Př
k
dvou,
d
či tří vazebných
b ý h elektronových
l kt
ý h párů
á ů → vazba
b dvojná
d j áa
trojná
Trojná vazba v molekule N2.
Podle prostorového uspořádání , tedy podle maximálního výskytu
vazebného elektronového páru vzhledem ke spojnici jader atomu se
rozlišuje
liš j vazba:
b
∂
typická pro překryv orbitalů s
π
t i ká pro překryv
typická
ř k
orbitalů
bit lů p
Teorie hybridizace: kombinací atomových orbitalů jednoho atomu
atomu, které
se zapojují do vazby, vznikají nové – hybridizované – orbitaly. Ty mají
takové prostorové uspořádání, které vyhovuje vytvoření dané molekuly a
mají všechny stejnou energii (jsou degenerované)
degenerované).
V praxi se podle známých – stanovených – tvarů hybridních orbitalů
odvozuje struktura daných molekul (postup by měl být opačný – podle
experimentálně
i
ál ě zjištěné
jiš ě é struktury
k
odvozovat
d
tvar orbitalů,
bi lů ale
l zmíněné
í ě é
využití teorie je velmi praktické).
Kovalentní vazby jsou prostorově orientované
orientované.
Vazebné úhly jsou určené superpozicí vlnových funkcí obsazených orbitů
((hybridizací)
y
) a jjejich
j vzájemnou
j
elektrostatickou interakcí.
Kovová vazba
typická pro kovy
od atomů kovů se oddělí elektrony a zůstanou volné → pohyblivé →
přenáší elektrický proud ve vodičích
nejjednodušší model kovové vazby: krystal kovu se skládá z kationtů
rozmístěných v pravidelné prostorové mřížce,
mřížce mezi nimiž se volně
pohybují valenční elektrony, tzv. elektronový plyn.
Energie kovových vazeb: ~1.5-4 eV
Typické fyzikální vlastnosti kovů: lesk, vodivost, kujnost a tažnost, vysoký
bod tání a varu
Elektrická vodivost kovů:
•tím vyšší, čím dokonalejší je uspořádání jejich mřížky
•přítomnost
p
nečistot vede k deformaci mřížkyy a ke snížení
vodivosti
•vodivost klesá také s rostoucí teplotou, protože tepelný pohyb
kationů brání průchodu elektronů
Magnetické vlastnosti souvisejí jednak s pohybem volných elektronů, jednak se
směrem jejich rotace, tedy spinem:
Diamagnetické kovy – nulový výsledný magnetický moment v důsledku
symetrického
t i kéh uspořádání
řádá í elektronů
l kt ů v atomu,
t
elektrickou
l kt i k iindukcí
d k í získají
í k jí malý
lý
magnetický moment, směřující proti směru vnějšího pole → jsou z něj vypuzovány,
nezesilují účinek vnějšího magnetického pole.
ppř. Zn,, Bi,, Cu,, Ag,…
g,
Paramagnetické kovy – mají nesymetrické uspořádání elektronů v atomu, každý
atom má určitý magnetický moment, pokud se vloží do magnetického pole,
magnetické momenty všech atomů se zorientují po směru vnějšího pole,
pole kovy
zesilují účinek vnějšího magnetického pole zcela nepatrně.
př. Na, K, Li, Al, Pt,…
Feromagnetické kovy – mají trvalé magnetické momenty prostorově ovlivněné
uspořádáním atomů v mřížce, Feromagnetické látky dělíme podle jejich vlasmostí na
magneticky měkké a magneticky tvrdé. Materiály magneticky měkké se snadno
zmagnetizují ale i snadno odmagnetizuji (nepodrží si své magnetické vlastnosti po
zmagnetizují,
zániku vnějšího magnetického pole). Používáme je na stavbu magnetických obvodů
u elektrických strojů a přístrojů. Materiály magneticky tvrdé se obtížně magnetizují,
ale své vlastnosti si podrží i po zániku vnějšího magnetického pole. Používáme je na
výrobu permanentních (stálých) magnetů.
př. Fe, Co, Ni,…
http://mujweb.cz/www/pk80/pub/st/data/st1/zk1.htm
Sl bší vazebné
Slabší
b é iinterakce
k
Vazba vodíková (vodíkový můstek)
atom vodíku vázaný na atom fluóru, dusíku nebo kyslíku, tj. na prvky s
vysokou elektronegativitou a volným elektronovým párem → atom vodíku
je zde vázán silně polární kovalentní vazbou a vazbou vodíkovou
Pevnost vazby: 20 kJ/mol
Vodíkové můstky:
y intramolekulární - uvnitř téže molekuly,
y, např.
p DNA
intermolekulární – mezi dvěma molekulami, např. voda, čpavek
Co způsobuje?
mění fyzikální
y
vlastnosti látk
omezuje volnou pohyblivost molekul, tím zvyšuje bod
varu, měrné teplo a viskozitu.
Látky s vodíkovou vazbou vytvářejí určité shluky částic. Zvláště důležité
jsou pro tvrdnutí maltovin.
Van der Waalsovy síly
nejslabší mezimolekulové síly
vysvětluje se jimi odlišné chování částic v plynném stavu od stavu
teoretického (ideálního)
Interakce nepolárních atomů → vznik okamžitého dipólu, přičemž směr a
j h velikost
jeho
lik t se rychle
hl mění,
ě í tzv.
t indukovaný
i d k
ý dipól
di ól
Nejsnadněji se polarizují nepolární molekuly, obtížněji ionty a nejhůře
anorganické ionty.
Vysvětlení řady jevů: zvýšení teploty varu vzácných plynů, tvorba roztoků,
soudržnost molekul v molekulových krystalech
Kde se odráží typ vazby?
Neočekávané pproblémy
y ve stavební ppraxi
Degradační pochody
Vývoj materiálové základny ve stavebnictví – modifikace hmot ovlivněním
jejich vnitřní struktury, návrh nových typů kompozitů, kvalitativně nové
hmoty
Rozložení a typ vazeb způsobuje značně rozdílné vlastnosti plastů.
Vysvětlení některých jevů – teploty tání a varu, chování plynů a kapalin,
kovové vlastnosti.
Způsob vazby atomů rozhoduje o chování molekul a
tím i o chování hmoty.
Důl žité pojmy
Důležité
j
•Vazba
Vazba
•Vazebná energie
•Iontová vazba a iontová sloučenina
•Kovalentní vazba a polárně kovalentní vazba
•Kovová vazba
•Elektronegativita
•Dipólový moment
Literatura
i
•Zumdahl, S.S.: Introductury Chemistry, D.C. Heath and
Company, Lexington, Massachusetts, Toronto, 1990.
•Brown D.: Andělé a Démoni, ARGO, 2006
•Wagner, A., Král, J.: Základy chemie, SNTL, 1963.
•Rais, J. a kol.: Chemie pro nechemické vysoké školy
technické, SNTL, 1969
•Webovské stránky