Přechod na menu, Přechod na obsah, Přechod na patičku

28 Seznam obrázků

Obr. 2‑1: Zjednodušený model stavby hmoty. Obr. 2‑2: Struktura atomu a přibližné rozměry uvažovaných částic. Obr. 5‑1: Schématické znázornění prvku a nuklidu. Obr. 5‑2: Závislost \(\mathrm{\varepsilon_{j,A}}\) na nukleonovém čísle \(\mathrm{A}\) u jader přírodních nuklidů. Obr. 5‑3: Neutron – protonový diagram stabilních nuklidů a tzv. řeka stability. Obr. 5‑4: Schématické srovnání pronikavosti různých druhů záření. Obr. 5‑5: Radioaktivní přeměnové řady. Obr. 5‑6: Časová závislost počtu nepřeměněných jader ve vzorku. Obr. 5‑7: Schéma mechanismu štěpení jádra (kapkový model). Obr. 5‑8: Schéma lavinového štěpení atomových jader. Obr. 6‑1: Thomsonova představa o stavbě atomu. Obr. 6‑2: Schéma Rutherfordova pokusu. Obr. 6‑3: Rutherfordův model atomu. Obr. 6‑4: Schematické srovnání čárového a pásového spektra. Obr. 6‑5: Znázornění přechodu elektronu mezi drahami s různou energií. Obr. 7‑1: Znázornění orbitalu \(\ce{p_{z}}\) s vysvětlenými pojmy Obr. 7‑2: Znázornění orbitalu \(\ce{d_{x^2-y^2}}\) s vysvětlenými pojmy Obr. 7‑3: Periodická tabulka ve tvaru korespondujícím s výstavbovým principem. Obr. 7‑4: Závislost ionizační energie na celkovém počtu elektronů odtržených z atomu beryllia. Obr. 8‑1: Chancourtoisovo uspořádání chemických prvků na plášti válce. Obr. 8‑2: První Mendělejevova periodická tabulka chemických prvků. Obr. 8‑3: Schéma řazení prvků podle rostoucího protonového čísla. Obr. 8‑4: Dnešní podoba periodického systému prvků. Obr. 8‑5: Současné nejpoužívanější uspořádání periodické tabulky. Obr. 8‑6: Poloha s-, p-, d- a f-prvků v periodické tabulce. Obr. 8‑7: Vžité názvy některých skupin prvků. Označení „triely“, „tetrely“ a „pentely“ se příliš nepoužívá. Obr. 8‑8: Periodická tabulka s vyznačením vzácných plynů. Obr. 8‑9: Periodická tabulka s vyznačením prvků s konfigurací elektronové osmnáctky. Obr. 8‑10: Periodická tabulka s vyznačením prvků s konfigurací elektronové dvacítky. Obr. 8‑11: Modelace postupu při stanovení atomových poloměrů. Obr. 8-12: Závislost atomových poloměrů r na protonovém čísle Obr. 8-13: Závislost iontových poloměrů na protonovém čísle Obr. 8-14: Závislost první ionizační energie \(\ce{I}\) na protonovém čísle Obr. 8-16: Závislost elektronové afinity \(\ce{A_{e}}\) na protonovém čísle Obr. 8-16: Závislost elektronegativity dle Paulinga na protonovém čísle Obr. 8-17: Atomové charakteristiky v rámci periodického systému (schematické shrnutí). Obr. 9‑1: Vzájemné silové působení dvou atomů v závislosti na meziatomové vzdálenosti. Obr. 10‑1: Překryvy AO za vzniku MO. Obr. 10‑2: Prázdný rámečkový diagram MO připravený pro obsazování s-orbitalů. Obr. 10‑3: Prázdný rámečkový diagram MO připravený pro obsazování s- a p-orbitalů. Obr. 10‑4: Diagram MO molekuly \(\ce{H2}\) znázorněný pomocí rámečků. Obr. 10‑5: Diagram MO molekuly \(\ce{H2}\) znázorněný pomocí energetických hladin. Obr. 10‑6: Diagram MO pro molekulu NO znázorněný pomocí energetických hladin. Obr. 10‑7: Diagram MO pro molekulu NO. Obr. 10‑8: Diagram MO pro kation \(\ce{NO^{+}}\). Obr. 10‑9: Diagram MO pro molekulu CO. Obr. 10‑10: Diagram MO pro stabilnější formu \(\ce{O2}\) (tripletový stav). Obr. 10-11: Diagramy MO pro molekulu \(\ce{O2}\) ve dvou různých singletových stavech. Obr. 10‑12: Diagram MO pro hypotetickou molekulu \(\ce{He2}\). Obr. 10‑13: Diagram MO pro hypotetickou molekulu \(\ce{Ne2}\). Obr. 11‑1: Vysvětlení rozmístění vazeb v molekule benzenu pomocí teorie delokalizace. Obr. 11‑2: Příklad delokalizace \(\pi\)-elektronů v molekule buta-1,3-dienu. Obr. 11‑3: Grafické znázornění vazeb v molekule látky nazývané buta-1,3-dien. Obr. 11‑4: Vzorce rezonančních struktur (stavů) benzenu. Obr. 12‑1: Příklady nepolárních kovalentních vazeb a rozdělení elektronové hustoty vazebných elektronových párů v molekule kyslíku a molekule fluoru. Obr. 12‑2: Příklad polární vazby a rozdělení elektronové hustoty vazebného elektronového páru v molekule \(\ce{HCl}\). Obr. 12‑3: Iontový krystal \(\ce{NaCl}\). Schéma iontového krystalu. Obr. 12‑4: Grafické znázornění vlivu substituentů 1. třídy na substituci elektrofilní. Obr. 13‑5: Grafické znázornění vlivu substituentů 2. třídy na substituci elektrofilní. Obr. 13‑6: Znázornění zavedení dipólového momentu. Obr. 13‑1: Tvar molekuly \(\ce{CH4}\) zjištěný experimentálně. Obr. 13‑2: Srovnání skutečného tvaru molekuly \(\ce{CH4}\) a tvaru odhadnutého pomocí teorie MO. Obr. 13-3: Deformace základního tvaru v molekule vody. Obr. 13-4: Deformace základního tvaru v molekule fosgenu. Obr. 13-5: Kombinace AO dvou atomů za vzniku MO jedné vazby. Obr. 13-6: Kombinace čtyř AO atomu uhlíku za vzniku čtveřice HAO tohoto atomu. Obr. 13-7: Příklad kombinace HAO s AO za vzniku vazeb \(\ce{C-H}\) v molekule methanu. Obr. 13-8: Vznik dvojice hybridních orbitalů \(sp\) kombinací jednoho orbitalu s a jednoho orbitalu \(p\). Obr. 13-9: Typický tvar hybridizovaného orbitalu. Prostorová orientace může být různá. Obr. 14‑1: Krystalová struktura diamantu. Obr. 14‑2: Krystalová struktura grafitu. Obr. 14‑3: Fullereny (nahoře) a nanotrubičky (dole). Obr. 15‑1: Příklady ligandů (elektronové strukturní vzorce). Obr. 15‑2: Příklady ligandů s vyznačením donorového elektronového páru. Obr. 15‑3: Tzv. cisplatina Obr. 15‑4: Tvary koordinační sféry. Obr. 15‑5: Pětice d-orbitalů a jejich orientace v prostoru. Obr. 15‑6: Energetické štěpení d-orbitalů v ligandovém poli šesti ligandů. Obr. 15‑7: Barevné složky viditelné části spektra. Obr. 15‑8: Diagram MO částice \(\left[\ce{Fe^{II}F6}\right]^{4-}\). Obr. 15‑9: Diagram MO částice \(\left[\ce{Fe^{II}(CN)6}\right]^{4-}\). Obr. 15‑10: Diagram MO částice \(\left[\ce{Ni^{II}(CO)6}\right]^{2+}\). Obr. 15-11: Strukturní vzorec aktivní části Chelatonu 3. Obr. 16‑1: Znázornění interakce dipól – dipól. Obr. 16‑2: Znázornění interakce dipól – ion. Příklad hydratace kationtu lithného. Obr. 16-3: Znázornění interakce dipól – indukovaný dipól. Obr. 16‑4: Znázornění vzniků Londonových disperzních sil. Obr. 16‑5: Schéma organické látky s polárně-nepolární strukturou. Obr. 16‑6: Stearová kyselina a rozbor její rozpustnosti ve vodě. Obr. 16‑7: Zakoncentrování povrchově aktivní látky na hladině vody. Obr. 16‑8: Schématický průřez micelou. Obr. 16‑9: Schématický řez buňkou s dvouvrstevnou buněčnou membránou. Obr. 16‑10: Schéma řezu dvouvrstevnou buněčnou membránou – detail. Obr. 16‑11: Vysvětlení vzniku vodíkové vazby mezi molekulami HF. Obr. 16‑12: Značení vodíkové vazby. Obr. 16‑13: Závislost teploty tání \(\mathrm{T_t}\) a teploty varu \(\mathrm{T_{v}}\) halogenovodíků na jejich relativní molekulové hmotnosti \(\ce{M_r}\). Obr. 16‑14: Znázornění intramolekulárního vodíkového můstku v molekule \(\ce{o}\)-nitrofenolu. Obr. 17-1: Srovnání kovalentní a iontové vazby z hlediska směrovosti. Obr. 17-2: Schéma řetězce DNA (RNA). Obr. 17-3: Schématické znázornění hydratace iontu \(\ce{Li+}\). Obr. 17-4: Porovnání velikosti elektronových obalů stejného prvku v závislosti na počtu elektronů v obalu. Obr. 17-5: Znázornění polarizace atomů. Obr. 17-6: Schématické znázornění mechanismu neutralizace (reakce \(\ce{HCl}\) s \(\ce{NaOH}\)). Obr. 17-7: Schématické znázornění mechanismu srážecí reakce (reakce \(\ce{H2SO4}\) s \(\ce{BaCl2}\) ). Obr. 17-8: Schématické znázornění mechanismu srážecí reakce (reakce \(\ce{Na2SO4}\) s \(\ce{BaCl2}\)). Obr. 17-9: Schématické znázornění mechanismu srážecí reakce (reakce \(\ce{Pb(NO3)2}\) s \(\ce{KI}\)). Obr. 17-10: Schématické znázornění mechanismu reakce \(\ce{Na2SO4}\) s \(\ce{BaCl2}\). Obr. 18-1: Model kovové mřížky. Obr. 18-2: Jednoduché vysvětlení kujnosti a tažnosti kovů (starší teorie). Obr. 18-3: Schématické znázornění struktury substituční slitiny. Obr. 18-4: Schématické znázornění struktury intersticiální slitiny. Obr. 18-5: Fázový diagram systému železo-uhlík pro nízké koncentrace uhlíku. Obr. 18-6: Srovnání vazby kov-kov a kovové vazby. Obr. 18-7: Diagram MO molekuly vodíku – rámečky. Obr. 18-8: Diagram MO molekuly vodíku – energetické hladiny. Obr. 18-9: Diagram MO kovového krystalu. Obr. 18-10: Běžný záznam pásového modelu. Obr. 19-1: Vznik peptidické vazby a dipeptidu. Obr. 19-2: Primární struktura tetrapeptidu. Obr. 19-3: Sekvence aminokyselin v bílkovině nazývané glukagon. Obr. 19-4: Zjednodušené schéma struktury nukleové kyseliny. Obr. 19-5: Sekundární struktura bílkovin. Obr. 19-6: Párování bází v dvojřetězcovém uspořádání DNA (Watsonovo-Crickovo párování). Obr. 19-7: Struktura molekuly DNA a párování bází do dvojic v molekule DNA. Obr. 19-8: Model části molekuly DNA v dvojřetězcovém uspořádání. Obr. 19-9: Lokální variace ve struktuře DNA. Obr. 19-10: Příklad sekundární struktury RNA. Obr. 19-11: Schéma globulárně uspořádané molekuly bílkoviny nazývané myoglobin. Obr. 19-12: Konformace DNA. Obr. 19-13: Příklad nadšroubovicového vinutí DNA. Obr. 19-14: Příklad nativní a denaturované DNA. Obr. 19-15: Příklad kvartérní struktury (hemoglobin). Obr. 20-1: Diagram p-V ilustrující podmínky zkapalňování plynů. Obr. 20-2: Schematické znázornění struktury tekutých krystalů. Obr. 20-3: Braggova rovnice – úhel dopadu a mezirovinná vzdálenost Obr. 20-4: Různé možnosti volby krystalových rovin. Obr. 20-5: Model krystalové struktury – základní buňka. Obr. 20-6: Krystalová struktura \(\ce{NaCl}\). Obr. 20-7: Krystalová struktura \(\ce{BaSO4}\). Obr. 20-8: Model molekulového krystalu vody (led). Obr. 20-9: Krystalová struktura methanu. Obr. 20-10: Krystalová struktura diamantu. Obr. 20-11: Krystalové struktury kovů. Obr. 20-12: Krystalová struktura grafitu. Obr. 20-13: Příklad vzniku a struktury klathrátu. Obr. 20-14: Reakce schématicky znázorněného řetězce DNA a ethydiumbromidu. Obr. 20-15: Schématické znázornění vmezeření atomů alkalických kovů mezi vrstvy grafitu. Obr. 20-16: Dva způsoby vazby vody v \(\ce{CuSO4\cdot 5H2O}\). Obr. 20-17: Schematické znázornění skupenských přeměn látek. Obr. 20-18: Fázový diagram vody. Obr. 20-19: Fázový diagram síry. Obr. 20-20: Fázový diagram oxidu uhličitého. Obr. 20-21: Fázové diagramy dvou neomezeně mísitelných kapalin. Obr. 20-22: Fázový diagram kondenzované soustavy v případě, že složky jsou nemísitelné v tuhé fázi; v kapalné fázi jsou mísitelné a netvoří sloučeninu. Obr. 20-23: Fázový diagram soustavy NaCl – voda. Bod E je tzv. kryohydratický (eutektický) bod. Obr. 20-24: Zjednodušený fázový diagram (Gibbsův trojúhelník) třísložkové soustavy \(\ce{Na2O-SiO2-H2O}\). Konstantní teplota a tlak. Obr. 21-1: Typy systémů z hlediska jejich interakce s okolím. Obr. 21-2: Znázornění vybraných intenzivních a extenzivních vlastností 14% vodného roztoku NaCl. Obr. 21-3: Příspěvky k pohybu molekul. Obr. 21-4: Příklad p-V diagramu obecného termodynamického děje a znázornění objemové práce při tomto ději soustavou vykonané soustavou. Obr. 21-5: Odvozovací trojúhelníky pro výpočet reakčních enthalpií ze spalných nebo slučovacích enthalpií. Obr. 21-6: Born-Haberův cyklus pro vznik LiF. Obr. 21-7: Enthalpický cyklus methanu. Obr. 22-1: Příklad časových změn skutečné okamžité látkové koncentrace látek \(\ce{A, C}\) pro vratnou reakci \(\ce{A <=> C}\). Obr. 23-1: Schématické znázornění klasifikace roztoků dle skupenství složek. Obr. 23-2: Schématické znázornění chování neelektrolytu při rozpouštění. Obr. 23-3: Schématické znázornění chování elektrolytů při rozpouštění. Obr. 23-4: Schématické znázornění chování látek při rozpouštění. Obr. 23-5: Schématické znázornění chování silných elektrolytů při rozpouštění. Obr. 23-6: Schématické znázornění chování slabých elektrolytů při rozpouštění. Obr. 24-1: Schématické znázornění vzniku osmotického tlaku. Obr. 25-1: Schématické znázornění volné difúze, efúze a transfúze.
27 Literatura29 Seznam tabulek