1.	Chemická rovnováha

1.1	Charakteristika rovnovážného stavu, přímá a zpětná reakce, zvratné reakce

1.1.1

Princip dynamické rovnováhy

1.2	Rychlost přímé a zpětné reakce

1.3	Odvození zákona chemické rovnováhy (Guldberg-Waagův zákon)

1.4	Rovnovážná konstanta, její význam

1.5	Rovnovážná koncentrace

1.6	Vliv podmínek na chemickou rovnováhu

1.7	Princip akce a reakce /pohyblivé rovnováhy/ Le-Chatelierův princip

1.8	Změna koncentrace reaktantů a produktů

1.9	Změna tlaku

1.10	Změna teploty

2.	Rovnováha protolytická (acidobasická)

2.1	Disociace kyselin a zásad, konjugovaný pár kyselina a zásada

2.2	Arrheniova teorie, Brönstedova teorie kyselin a zásad, Lewisova teorie

2.3	disociační konstanta

2.4	Autoprotolýza vody, Sörensův vodní experiment

2.5	Neutralizace

2.6	Hydrolýza solí

2.7	Výpočty pH

3.	Rovnováha redoxní

3.1	Oxidace, redukce, činidla

3.2	Elektrochemie - redoxní potenciály, závislost na potenciálu

3.3	Elektrolýza

3.4	Galvanické články a akumulátory, koroze

4.	Rovnováha srážecí

4.1	Součin rozpustnosti

4.2	Rozpustnost (stálost) sraženiny

5.	Rovnováha komplexotvorná

5.1	Příklady komplexních sloučenin

5.2	Konstanta nestability a konstanta stability

5.3	Stálost komplexu

„C) VLIV PODMÍNEK NA CHEMICKOU ROVNOVÁHU

- změnou podmínek se poruší rovnováha rovnováha nová
posouvání chemické rovnováhy
- platí obecný princip akce a reakce
- vnějším zásahem (akcí) se vyvolá děj (reakce) ke zrušení účinku vnějšího zásahu
rovnováha = princip pohyblivé rovnováhy = Le Chatelierův princip
1) změna koncentrace
c(C)↓, c(D)↓, c(A)↑, c(B)↑
- odebírání produktů, přidání reaktantů
rovnováha se posune ve směru produktů

c(C)↑, c(D)↑, c(A)↓, c(B)↓
rovnováha se posune ve směru reaktantů
2) změna teploty
- reakce exotermická: ↑t - posun ve směru reaktantů
↓t - posun ve směru k produktů
- reakce endotermická: ↑t - posun ve směru produktů
↓t - posun ve směru k reaktantů
3) změna tlaku
- vliv pouze, je-li reakce homogenní plynná a mění se n

N2 + 3 H2 2 NH3
n=4 n=2
↑p se rovnováha posune tam, kde se zmenšuje počet částic
↓p se rovnováha posune tam, kde se zvětšuje počet částic

↑p N2 + 3 H2 2 NH3 rovnováha ve směru produktu


2. Protolytická = acidobasická rovnováha
- reakce při kterých se vyměňuje proton H+
reakce: disociace kyselin a zásad, vody
neutralizace
hydrolýza solí
A) Teorie kyselin a zásad
a) Arrheniova teorie
kyselina = látka schopná odštěpit H+
zásada = látka schopná H+ přijmout
- jednoduchá teorie, již lze však aplikovat jen na vodné roztoky kyselin a zásad
b) Brönstedova teorie
kyselina = částice (molekula, ion) schopná odštěpit H+
zásada = částice schopná H+ přijmout a vázat
konjugovaný pár tvoři vždy dvojice kyselina - zásada lišící se o kation H+
- při protolytických reakcích spolu navzájem reaguje kyselina jednoho konjugovaného páru se zásadou druhého konjugovaného páru
= kyselina 1 + zásada 1 a kyselina 2 + zásada 2“

Práce obsahuje schémata a ručně psané vzorce. Čistý text práce dosahuje cca 10 stran.