Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA

Prezentace na téma: "Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA"— Transkript prezentace:

1 Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA
CH16 - Acidobazické reakce 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/ s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“ Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

2 Acidobazické reakce (protolytické)
Reakce kyselin a zásad (bází) Přenášenou částicí je proton – kation vodíku H+ Podstatou acidobazických (protolytických) dějů je výměna protonů (kationtů vodíku) mezi kyselinou a zásadou za vzniku nové kyseliny a nové zásady. Tři teorie – Arrheniova, Brönstedova a Lewisova Arrhenius Brönsted Lewis Kyselina Donor H+ Akceptor e--páru Báze (zásada) Donor OH- Akceptor H+ Donor e--páru

3 Historie teorií kyselin a zásad
Boyle: kyselina je látka chutnající kysele, se zásadami poskytující soli; zásada je látka mající chuť podobnou jako mýdlo, s kyselinami poskytující soli Lavoisier: kyseliny obsahují kyslík (vznik: oxid nekovu + voda); zásady: oxid kovu + voda Liebig: kyseliny obsahují H, který lze nahradit kovem

4 Úloha Jmenujte nějaké kyseliny nebo zásady, které znáte.
Která kyselina je součástí žaludečních šťáv? Jak poskytnete první pomoc při poleptání kyselinou nebo zásadou? Znáte symbol pro nebezpečné žíraviny? Jak správně ředit kyselinu/zásadu? Při ředění kyselin se teplota zvyšuje/snižuje?

5 1. Arrheniova teorie kyselin a zásad
(1887) švédský chemik S. Arrhenius kyselina – látka schopná odštěpit ve vodném roztoku proton (H+) HCl  H+ + Cl- obecně: HB  H+ + B- zásada - látka schopná odštěpit ve vodném roztoku hydroxidový anion OH- KOH  K+ + OH obecně: ZOH  Z+ + OH- Ca(OH)2  Ca OH- obr. č.1 S. Arrhenius

6 Neutralizace Neutralizace - reakce kyseliny a zásady za vzniku
soli kyseliny a vody reakce H+ + OH-  H2O a reakce K+ + Cl-  KCl KOH + HCl  KCl + H2O

7 Výhody x nevýhody jednoduchá a názorná, ale nedostatečná.
Nedostatečnost: typický zásaditý charakter mají i některé látky, které ve své molekule vůbec neobsahují skupinu OH; volné ionty H+ se v roztocích prakticky nevyskytují; látky, které jsou podle této teorie zásadami, tvoří kyselé roztoky a naopak.

8 2. Brönsted – Lowryho teorie kyselin a zásad
(1923) - Protolytická teorie Při acidobazických reakcích dochází k přenosu protonu, proto jsou acidobazické reakce nazývány reakcemi protolytickými. kyselina - částice (atom, ion) schopná odštěpovat proton Kyselina je donor protonu (H+). HCl  H+ + Cl- zásada – částice schopná proton přijímat Zásada je akceptor protonu (H+) H2O + H+  H3O+ obr. č.2 Brönsted a Lowry obr. č.3 Brönstedova teorie

9 Brönsted – Lowryho teorie kyselin a zásad
Každé kyselině odpovídá konjugovaná báze a naopak. Dvojice látek, lišící se o proton, tvoří dohromady konjugovaný pár neboli protolytický systém. HA ↔ H+ + A kyselina báze konjugovaný pár Př kyselina  H+ + zásada HCl  H+ + Cl- H2SO4  H+ + HSO4- HSO4-  H+ + SO42- NH4+  H+ + NH3

10 Protolytické systémy Protolytické reakce se musí zúčastnit vždy dva protolytické systémy: jeden z nich proton uvolňuje, druhý jej přijímá. Kyselost kyseliny se tedy může projevit jen tehdy, je-li přítomna nějaká zásada schopná proton vázat a naopak. Reakcí kyseliny s bází vzniká nová kyselina a nová báze. Vodíkový kation není schopen ve vodném prostředí existence, je hydratován a vyskytuje se ve formě oxoniového kationtu (H3O+)

11 Konjugované páry  konjugovaný pár 1 
  konjugovaný pár   kyselina zásada  kyselina zásada 1 konjugovaný pár 2  konjugovaný pár  HCl + H2O  H3O Cl- K Z K Z1   obr. č.3 Brönstedova teorie

12 Příklady konjugovaných párů
Kyselina Zásada 2  Zásada Kyselina 2 HCl + NH3  Cl NH4+ HCl + H2O  Cl H3O+ H2O + NH3  OH NH4+ NH4+ + H2O  NH H3O+ HCO3- + OH-  CO H2O CH3COOH + H2O  CH3COO H3O+

13 Kyselina x zásada Táž látka může být v jedné protolytické reakci kyselinou a v jiné zásadou. Označení látky termínem kyselina nebo zásada tedy může být relativní a závisí na schopnosti obou výchozích látek vázat či uvolňovat proton. H2SO4 + H2O  H3O+ + HSO4- kyselina sírová se chová jako kyselina HClO4 + H2SO4  H3 SO4+ + ClO4- kyselina sírová se chová jako zásada (k.chloristá je silnější) obr. č.4 Kyselina a zásada

14 Úloha Napište k příkladům kyselin a zásad rovnice reakce ve vodném prostředí. (Vytvořte konjugované páry). Kyseliny: HCl, H2SO4, HSO4-, H3PO4, H2PO4-, HPO42-, H2O, NH4+, H3O+, CH3COOH Zásady: Cl-, HSO4-, SO42- , H2PO4-, HPO42- , PO43- , H2O, OH-, NH3, CH3COO-

15 Doplň co je konjugovanou kyselinou k: Doplň co je konjugovanou bází k:
Úloha Doplň co je konjugovanou kyselinou k: Doplň co je konjugovanou bází k: CH3COO− b. HSO4− c. NH3 d. OH− HCl H3O+ HSO4− d. NH4+

16 Úloha Vyber konjugovanou kyselinu k iontu HPO42- H2PO4- HPO42- H3PO4
Doplň rovnice tak, aby voda měla charakter: kyseliny HPO H2O  zásady HPO H2O 

17 Amfoterní (amfiprotní) charakter látek
Některé látky (i rozpoštědla) se mohou chovat jako kyseliny i jako zásady (podle daných podmínek): voda jako zásada HCl H2O ↔ H3O Cl kyselina zásada kyselina 2 zásada 1 voda jako kyselina NH H2O ↔ OH NH4+ zásada kyselina zásada kyselina

18 3. Lewisova teorie kyselin a zásad
vychází z elektronové struktury látek uplatňuje se především v organické chemii zásada (Lewisova zásada) - látka mající volný elektronový pár, (donor elektronového páru) kyselina (Lewisova kyselina)- látka, která má vakantní (tj. prázdný) orbital (akceptor elektronového páru) Neutralizací Lewisovy kyseliny Lewisovou zásadou vzniká koordinačně kovalentní (donor – akceptorová) vazba obr. č.5 G.N. Newson H+ + |NH3 → NH4+

19 Vznik amonného kationtu
donor N 1s ↑↓ 2p ↑ ↑ ↑ 2s ↑↓ H 1s ↓ H+ 1s NH4+ akceptor obr. č.6 Vznik amonného kationtu

20 Elektrolytická disociace kyselin a zásad
při rozpuštění látek (ale i při tavení) v polárních rozpouštědlech dochází ke vzniku iontů – dochází k tzv. elektrolytické disociaci (ionizaci) silné elektrolyty = látky jsou prakticky úplně disociovány (přeměněny na ionty) slabé elektrolyty = látky, jejichž většina molekul je v podobě elektroneutrální a jen malá část je disociována

21 a) Disociace kyseliny ve vodě
Elektrolytická disociace kyseliny HA ve vodě vede k ustavení rovnováhy HA + H2O ↔ H3O+ + A- které přísluší rovnovážná konstanta Kc : koncentrace vody se při disociaci prakticky nemění, zahrnuje se do odpovídající rovnovážné konstanty a disociační konstantu vyjadřujeme vztahem: KA -disociační konstanta = k. acidity (KA = Kc [H2O])

22 Disociace vícesytných kyselin
postupné odštěpování protonů z molekuly kyseliny; např. H2CO3 + H2O → H3O+ + HCO3- HCO3- + H2O → H3O+ + CO32-

23 b) Disociace zásady (báze) ve vodě
Pro elektrolytickou disociaci báze B ve vodě lze obdobně psát: B + H2O ↔ BH+ + OH- KB -disociační konstanta = k. bazicity (KB = Kc [H2O])

24 Úloha Vyjádřete konstantu acidity kyseliny dusité:
HNO2 + H2O  H3O+ + NO2– Vyjádři vztah pro výpočet konstanty acidity HBr disociované ve vodě. Vyjádři vztah pro výpočet konstanty bazicity NH3 disociovaného ve vodě.

25 Úloha ÚKOL: Zapiš konstantu acidity kyseliny octové CH3COOH. CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+ ÚKOL: Zapiš konstantu bazicity hydroxidu amonného NH4OH. NH4OH  NH4+ + OH- ÚKOL: Zapiš disociační konstantu (konstantu acidity) všech stupňů disociace kyseliny trihydrogenfosforečné H3PO4. 1. stupeň: H3PO4 + H2O  H2PO4- + H3O+ 2. stupeň: H2PO4- + H2O  HPO42- + H3O+ 3. stupeň HPO42- + H2O  PO43- + H3O+

26 Síla kyselin a zásad Hodnoty disociačních konstant mohou sloužit jako kvantitativní měřítko pro dělení kyselin a zásad na silné a slabé (vyjadřují tedy sílu kyselin a zásad): Síla kyselin – kyselina je tím silnější, čím snáze odštěpí proton (čím je slabší její konjugovaná zásada) Síla zásad – zásada je tím silnější, čím snáze naváže proton (čím je slabší její konjugovaná kyselina)

27 Síla kyselin a zásad silné KA,B  10-2 střední KA,B 10-2 až 10-4
slabé KA,B  10-4 silné kyseliny a zásady - např. HCl, H2SO4; HNO3; NaOH, CaO … středně silné kyseliny (zásady) - např. HF; H2SO3; Na2CO3 … slabé kyseliny (zásady); např. H2CO3; NH3; HCN; siřičitany …

28 Acidita kyselin bezkyslíkaté:
HF HI (nejsilnější je HI), ostatní např. od VI.A jsou slabší kyslíkaté: kyselina je tím silnější, čím má více atomů kyslíku v porovnání s počtem atomů vodíku HnXOn+3 (velmi silné) – HClO4, HMnO4 HnXOn+2 (silné) – H2SO4, HNO3, HClO3 HnXOn+1 (slabé) – H2CO3, H3PO4 , HNO2, H2SO3 HnXOn (velmi slabé) – HClO, B3BO3, H4SiO4, většina org. kyselin

29 Bazicita zásad Silné zásady jsou látky, které snadno přijmou protony
například OH −+ H+ → …… mezi silné zásady patří hydroxidy alkalických kovů a kovů alkalických zemin :……………………… Slabé zásady naopak hůře přijímají proton. Které částice můžete najít ve vodném roztoku amoniaku: NH3 , NH4+, OH− a H2O?

30 Úloha Vyber nejslabší kyselinu: HCl H3BO3 H2SO4 H3PO4
Vyber nejsilnější kyselinu: HF HI H2SO3 HClO

31 Autoprotolýza autoprotolýza amoniaku: NH3 + NH3  NH4++ NH2-
slabé kyseliny i zásady mohou podléhat tzv. autoprotolýze reagují dvě molekuly stejné látky, přičemž jedna se chová jako kyselina druhá jako zásada látky mají amfoterní charakter autoprotolýza vody: H2O + H2O  H3O+ + OH- autoprotolýza amoniaku: NH3 + NH3  NH4++ NH2-

32 Iontový součin vody autoprotolýza vody: H2O + H2O ↔ H3O+ + OH-
koncentrace samotné vody ve vodě a vodných roztocích je prakticky konstantní zapíšeme ve konstantu tvaru nazývá se iontový součin vody; součin oxoniového kationtu a hydroxidového aniontu Iontový součin vody udává rovnovážnou konstantu autoprotolýzy vody a jeho hodnota závisí na teplotě: = mol2 . dm-6 (při 25°C)

33 Vyjadřování kyselosti a zásaditosti
Pomocí iontového součinu vody můžeme vyjádřit charakter roztoků, tedy jejich kyselost, zásaditost či neutrálnost. Podle vzájemných poměrů koncentrací H3O+ a OH- iontů ve vodných roztocích rozlišujeme: kyselé roztoky c(H3O+) > c(OH-) [H3O+] > [OH-] zásadité roztoky c(H3O+) < c(OH-) [H3O+] < [OH-] neutrální roztoky c(H3O+) = c(OH-) [H3O+] = [OH-] … odpovídá 10-7 mol.dm-3

34 Kyselost a zásaditost obr. č.7 Hodnoty pH

35 Stupnice pH počítání se zápornými mocninami je nevýhodné, byla zavedena logaritmická stupnice kyselosti, tzv. stupnice pH (Sörensen, 1909): pH = – log = - log [H3O+] pH rovná zápornému dekadickému logaritmu koncentrace oxoniových iontů pOH rovná zápornému dekadickému logaritmu koncentrace hydroxidových iontů pOH = – log = - log .[OH-]

36 Stupnice pH V čisté vodě, kde při teplotě 25°C = [H3O+] . [OH-] = 10-7 mol.dm-3 platí: pH = – log = 7 [H3O+] . [OH-] = KV =  pH + pOH = 14 pH tedy nabývá hodnot od 0 do 14. Se vzrůstajícím pH roztoku, vzrůstá jeho zásaditý charakter. Obdobně můžeme zavést pKV = - log KV pKA = - log KA pKB = - log KB

37 Stupnice pH obr. č.8 Hodnoty pH obr. č.9 Hodnoty pH
[H3O+] mol/l 10-0 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14 pH 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 roztoky silně kyselé slabě kyselé neutrální slabě zásadité silně zásadité obr. č.8 Hodnoty pH obr. č.9 Hodnoty pH obr. č.10 Stupnice pH

38 Měření pH Indikátory - látky, které reagují na změnu pH změnou zbarvení (např. ve formě pH papírků či roztoků látek) jsou slabé organické kyseliny nebo zásady, u nichž nedisociované molekuly mají jinou barvu než disociací vzniklé ionty univerzální – směs indikátorů, barevná škála obr. č.11 Univerzální indikátor obr. č.12 Univerzální indikátor

39 Indikátory Indikátory -jsou slabé organické kyseliny nebo zásady, u nichž nedisociované molekuly mají jinou barvu než disociací vzniklé ionty fenolftalein – bezbarvý, zásady zbarvuje fialovočerveně, lakmus – modrý, kyselinami se barví červeně obr. č.14 Lakmus obr. č.13 Fenolftalein

40 Měření pH pH metry = potenciometrické měření
pH se měří na základě rovnovážného napětí elektrochemického článku složeného z indikační a referentní elektrody jako indikační elektroda se používá nejčastěji skleněná iontově selektivní elektroda (tenkostěnná skleněná banička citlivá na ionty H3O+ v širokém rozmezí pH), jako referentní elektroda se obvykle používá elektroda kalomelová (rtuť pokrytá sraženinou Hg2Cl2, převrstvená vodným roztokem KCl) obr. č.15 pH metr

41 Úloha Na uvedených webových stránkách zhlédni video „Neviditelný inkoust“ a „Univerzální indikátor“ a popiš pokusy vlastními slovy a pokus se je vysvětlit na základě znalostí učiva o indikátorech.

42 Výpočet pH silných kyselin
1. Ve vodných roztocích silných kyselin nebo silných zásad předpokládáme prakticky úplnou disociaci [H3O+] = [HA] nebo [OH-] = [BOH] Silné jednosytné kyseliny: HCl, HBr, HI, HNO3,… pH = −log cH3O Silné dvojsytné kyseliny: H2SO4 pH = −log (2∙cH3O) c(H3O+) = 10−3 mol∙dm− pH = c(H3O+) = 10−8 mol∙dm− pH = c(H3O+) = 0,01 mol∙dm−3 = 10−.... mol∙dm-3 pH = ..... c(H3O+) = 0,02 mol∙dm−3 použijte kalkulačku  pH = .....

43 Výpočet pH silných zásad
u roztoků silných zásad vypočteme ze známé koncentrace nejprve pOH a následně pH ze vztahu pH = 14 – pOH Silné hydroxidy s 1 OH- iontem: NaOH, KOH pH = 14 + log cMOH- Silné hydroxidy s 2 OH- ionty: Ba(OH)2 pH = 14 + log (2∙c(MOH-)2) Vypočítejte pH následujících roztoků: a) 0,01 M KOH b) 0,1 M NaOH c) 0,005 M Ba(OH)2

44 Výpočet pH slabých kyselin
2. V roztocích slabých kyselin a slabých zásad podlehne disociaci jen část molekul a koncentraci iontů [H3O+] nebo[OH-] musíme vypočítat z příslušné disociační konstanty. Vztah pro výpočet pH vodného roztoku slabé kyseliny (HA) získáme zlogaritmováním a úpravou výrazu [H3O+] = log [H3O+] =1/2 (log KA + log cM) pH = 1/2 (pKA - log cM)

45 Výpočet pH slabých zásad
2. V roztocích slabých kyselin a slabých zásad podlehne disociaci jen část molekul a koncentraci iontů [H3O+] nebo[OH-] musíme vypočítat z příslušné disociační konstanty. Při výpočtu pH vodného roztoku slabé zásady (B) z příslušné disociační konstanty KB vyjádříme nejprve [OH-] a jednoduchými úpravami získáme vztah pro výpočet pH pH = 14 - pOH = /2 (pKB - log cM)

46 Příklady Jaké je pH roztoku kyseliny chlorovodíkové o koncentraci c = 0,004 mol.dm-3? Řešení: Kyselina chlorovodíková je jednosytná silná kyselina, proto platí pH = – log pH = – log 0,004 pH= 2,4

47 Příklady Určete koncentraci H3O+ v roztoku, který má pH = 4,6. Řešení:
Řešení: Vycházíme ze vztahu pH = – log (– 4,6) = log = 2, mol.dm-3

48 Příklady Koncentrace kyseliny sírové v roztoku
= 0,025 mol/l. Jaké je pH roztoku? Řešení: Pro roztok kyseliny sírové musíme uvažovat, že jde o silnou dvojsytnou kyselinu, proto:

49 Příklady Koncentrace =10-3 mol.dm-3 . Vypočítejte koncentraci .
Řešení: = 10-14 = (10-14) : (10-3) = mol.dm-3

50 Příklady Vypočítejte roztoku, jehož hodnota pH = 8,3. Řešení:
Vycházíme ze vztahu pH + pOH = 14 pOH = 14 – 8,3 = 5,7 pOH = – log (– 5,7) = log = mol.dm-3

51 Hydrolýza solí jde o acidobazické děj, při němž reagují ionty solí s vodou soli můžeme rozdělit do několika skupin, podle toho se také liší jejich reakce s vodou: Soli silné kyseliny a silné zásady (pH neutrální) Soli silné kyseliny a slabé zásady (pH kyselé) Soli slabé kyseliny a silné zásady (pH zásadité) Soli slabé kyseliny a slabé zásady (pH neutrální)

52 Hydrolýza solí Soli silné kyseliny a silné zásady (např. NaCl, Na2SO4, KNO3, KBr) soli, které obsahují kationty silných zásad a anionty silných kyselin nepodléhají hydrolýze (nehydrolyzují)  pH neutrální Soli silné kyseliny a slabé zásady (např. NH4Cl, FeCl3, NH4NO3) soli, které obsahují kationty slabých zásad (podléhají hydrolýze) a anionty silných kyselin (nepodléhají hydrolýze) – proto např.: NH H2O ↔ NH3 + H3O+ zvyšuje se koncentrace oxoniových kationtů  kyselé pH

53 Hydrolýza solí Soli slabé kyseliny a silné zásady
(např. Na2SO3, NaClO, Na2S, CH3COOK ) soli, které obsahují kationty slabých kyselin (podléhají hydrolýze) a anionty silných zásad (nepodléhají hydrolýze) – proto např. CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH- zvyšuje se koncentrace hydroxidových aniontů  zásadité pH

54 Hydrolýza solí Soli slabé kyseliny a slabé zásady (např. (NH4)2CO3, CH3COONH4) soli, které obsahují kationty slabých kyselin (podléhají hydrolýze) a anionty slabých zásad (podléhají hydrolýze) – proto např. CH3COONH4 ↔ CH3COO- + NH4+ CH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OH- NH4+ + H2O ↔ NH H3O+ vznikají oba ionty, zásaditá i kyselá  pH je neutrální

55 Úloha Označte roztoky následujících sloučenin jako kyselé, zásadité nebo neutrální: Na2S Ba(NO3)2 KCl (NH4)2CO3 CuSO4 Zn(NO3)2 K2SO3 Na2SO4

56 Úloha Zapiš rovnici vzniku Na2SO3 a urči jaká je reakce roztoku.
Zapiš rovnici vzniku CuSO4 a urči jaká je reakce roztoku. Vyber neutrálně reagující vodný roztok soli a vysvětli: FeCl3 Pb(NO3)2 K3PO4 KClO4

57 Základní typy acidobazických reakcí
1. Neutralizace: kyselina + hydroxid → sůl + voda H2SO4 + Ca(OH)2 → HNO3 + KOH → HCl + NaOH → 2. Kyselina + oxid kovu → sůl + voda H2SO4 + CaO → HCl + Al2O3 → HNO3 + MgO →

58 Základní typy acidobazických reakcí
3. Silná kyselina + sůl slabé kyseliny → sůl silné kyseliny + slabá kyselina. Silná kyselina vytěsňuje slabou kyselinu z její soli. H2SO4 + Ca(NO2)2 → HClO4 + CH3COONa → V případě, že slabá kyselina je nestálá látka, rozkládá se na svůj oxid a vodu. H2SO4 + CaCO3 → HCl + Na2SO3 → 4. Hydroxid + oxid nekovu → sůl + voda Ca(OH)2 + SO2 → KOH + CO2 →

59 Základní typy acidobazických reakcí
5. Silná zásada + sůl slabé zásady → sůl silné zásady + slabá zásada Silná zásada vytěsňuje slabou zásadu ze své soli. NaOH + CuCl2 → V případě, že produktem je hydroxid amonný, hydroxid se částečně rozkládá na amoniak a vodu, můžeme také napsat: NaOH + NH4Cl →

60 PUFRY Pufry (tlumivé roztoky) = konjugovaný pár kyseliny nebo zásady, který je schopný udržovat v jistém rozmezí stabilní pH po přidání silné kyseliny či zásady do systému Pufry jsou obvykle směsi slabých kyselin a jejich solí se silnými zásadami, nebo směsi slabých zásad a jejich solí se silnými kyselinami Důležitost pufračních systémů v organismu (krev, mezibuněčný prostor, buňky)

61 Výpočty pH roztoků pufrů
Pufr sestávající se ze slabé kyseliny a její soli se silnou zásadou HA + H2O A- + H3O+ Ka Henderson – Hasselbalchova rovnice pH = pKa + log[A-]/[HA] HA – slabá kyselina A- – konjugovaná zásada Pufr sestávající se ze slabé zásady a její soli se silnou kyselinou B + H2O BH + + OH- pOH = pKb + log[BH+]/[B] B – slabá zásada BH + - konjugovaná kyselina

62 Použité informační zdroje
Obrázky obrázek č.[6,8] – autor Yvona Pufferová [1] [online]. [cit ]. Dostupné z [2] [online]. [cit ]. Dostupné z [3] [online]. [cit ]. Dostupné z [4] [online]. [cit ]. Dostupné z [5] [online]. [cit ]. Dostupné z [7] [online]. [cit ]. Dostupné z [9] [online]. [cit ]. Dostupné z [10] [online]. [cit ]. Dostupné z [11] [online]. [cit ]. Dostupné z [12] [online]. [cit ]. Dostupné z [13] [online]. [cit ]. Dostupné z 62

63 Použité informační zdroje
[14] [online]. [cit ]. Dostupné z [15] [online]. [cit ]. Dostupné z Literatura MAREČEK, Aleš a Jaroslav HONZA. Chemie pro čtyřletá gymnázia. Olomouc: Nakladatelství Olomouc, ISBN VACÍK, Jiří. Přehled středoškolské chemie. Praha: Státní pedagogické nakladatelství Praha, ISBN BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRAPOVÁ. Odmaturuj z chemie. Brno: Didaktis, ISBN 63

64 Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/ s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“ Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.