Zadania maturitných tém z chémie 2010/2011

Prírodné vedy » Chémia

Autor: Dievča tinuska55
Typ práce: Maturita
Dátum: 10.12.2010
Jazyk: Slovenčina
Rozsah: 7 174 slov
Počet zobrazení: 20 010
Tlačení: 572
Uložení: 610
CHÉMIA – MATURITA 2011
 
Všeobecná, fyzikálna a anorganická chémia
 
1. Látky – prvky, zlúčeniny, zmesi
2. Zloženie a štruktúra atómov
2.1. Big Bang – etapy, sily, vznik častíc (odporúčaná téma)
2.2. Dualistický charakter žiarenia a častíc
2.3. Atóm, jadro atómu, ióny
2.4. Popis stavu elektrónu v atóme. Vlnová funkcia
2.5. Atómový orbital
2.6. Pravidlá obsadzovania orbitalov v mnohoelektrónovom atóme
2.7. Elektronové konfigurácie atómov a iónov
3. PSP
3.1. Usporiadanie prvkov v PSP
3.2. Čo sa dá z PT vyčítať
3.3. Elektrónové konfigurácie s, p a d prvkov
3.4. Vlastnosti prvkov ako dôsledok elektrónovej konfigurácie atómov
4. Chemické väzby
4.1. Príčiny a podmienky vzniku chemickej väzby, väzbová energia
4.2. Vznik a znázornenie vzniku kovalentnej väzby
4.3. Kovalentná väzba nepolárna a polárna, jednoduchá a násobná
4.4. Iónová väzba a jej dôsledky
4.5. Vznik hybridných orbitalov a ich priestorové tvary
4.6. Efekty vyvolané prítomnosťou polárnych väzieb v molekule
4.7. Donorno - akceptorná väzba
4.8. Kovová väzba
4.9. Slabšie väzbové interakcie medzi molekulami – vodíková väzba a jej dôsledky, van der  Waalsove sily
5. Skupenstvá látok
5.1. Všeobecná charakteristika skupenských stavov
5.2. Stavba kryštalických látok
5.3. Kryštalické mriežky kovov
5.4. Iónové kryštály
5.5. Atómové kryštály
5.6. Molekulové kryštály
5.7. Kvapaliny – vodíkové väzby a ich dôsledky
6. Názvoslovie anorganických látok
6.1. Chemické názvoslovie – prvky (značky), zlúčeniny(vzorce), oxidačné číslo atómov prvkov
6.2. Chemické vzorce – stechiometrický, molekulový, funkčný (racionálny), štruktúrny, konfiguračný
7. Stechiometria
7.1. Látkové množstvo a Avogadrova konštanta (nuklidy, izotopy, hmotnosť atómu, mu)
7.2. Výpočty z chemických vzorcov – výpočet stechiometrického vzorca, výpočet molekulového vzorca, výpočet molekulovej hmotnosti
8.  Roztoky (pravé)
8.1. Roztoky – charakteristika, nasýtený, nenasýtený, rozpustnosť
8.2. Výpočty zloženia roztokov – hmotnostný a objemový zlomok, hmotnostné a objemové percentá, koncentrácia látkového množstva, zmiešavanie roztokov, riedenie, vyparovanie
9.  Chemické reakcie
9.1. Typy chemických reakcií – charakteristika
9.2. Chemické rovnice (zápis, vzťah s reakciou, koeficienty)
9.3. Hmotnostné vzťahy v chemických rovniciach – výpočty
10. Termochémia
10.1. Exotermické a endotermické reakcie, termochemické rovnice
10.2. Výpočty zmeny entalpie – štandardné zmeny entalpie reakcií
10.3. Termochemické zákony
10.4. Tepelné javy pri rozpúšťaní tuhých látok
10.5. Výpočty s použitím údajov o väzbových energiách
11. Chemická kinetika
11.1. Rýchlosť chemickej reakcie
11.2. Zrážková teória, priebeh reakcie - aktivačná energia
11.3. Rýchlostná rovnica
11.4. Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie
12. Chemická rovnováha
12.1. Dynamická rovnováha, rovnovážna konštanta, zákon chemickej rovnováhy
12.2. Posun rovnováhy - faktory
13. Termodynamika
13.1. Entropia
13.2. Spontánnosť reakcie – Gibbsova energia
14. Kyseliny a zásady
14.1. Protolytické reakcie, Bronsted-Lowryho teória.
14.2. Rovnováha v acidobázických reakciách, disociačná konštanta, silné a slabé kyseliny a zásady
14.3. Iónový súčin vody - pH stupnica
14.4. Roztoky solí – hydrolýza
14.5. Výpočty súvisiace s kyselinami a zásadami
14.6. Acidobázické titrácie, indikátory
14.7. Lewisova teória
15.  Oxidácia a redukcia
15.1. Oxidácia a redukcia, oxidovadlá, redukovadlá
15.2. Reaktivita – redoxné vlastnosti prvkov a zlúčenín, elektrochemický rad napätia kovov
15.3. Rovnováha v redoxných reakciách, štandardné elektródové potenciály
15.4. Elektrolýza
15.5. Galvanické články
16.  Zrážacie reakcie
16.1. Rovnováha v zrážacích reakciách
16.2. Súčin rozpustnosti
16.3. Výpočty rozpustnosti a súčinu rozpustnosti
17.  Komplexotvorné reakcie
17.1. Názvoslovie komplexných zlúčenín
17.2. Rovnováha v komplexotvorných reakciách
18.  Anorganické zlúčeniny
18.1. s-prvky a ich vlastnosti
18.2. Prvky 13. a 14. skupiny (III.A a IV.A)
18.3. Prvky 15. skupiny (V.A)
18.4. Prvky 16. skupiny (VI.A)
18.5. Prvky 17. a 18. skupiny (VII.A a VIII.A)
18.6. d-prvky a ich vlastnosti
 
Organická chémia a biochémia
 
19.  Charakteristika a rozdelenie organických zlúčenín.
20.  Uhľovodíky.
20.1.  Uhľovodíky - homologické rady
20.2.  Typy reakcií uhľovodíkov
20.3.  Alkány, cykloalkány
20.4.  Radikálová substitúcia
20.5.  Alkény
20.6.  Geometrická izoméria
20.7.  Radikálová a elektrofilná adícia
20.8.  Polymerizácia alkénov
20.9.  Alkadiény , konjugácia p elektrónov
20.10. Polymerizácia alkadiénov, prírodný a syntetický kaučuk
20.11. Alkíny
20.12. Aromatické uhľovodíky
20.13. Elektrofilná substitúcia
20.14. Posuny molekulových orbitalov v molekulách organických zlúčenín (indukčný a mezomerný efekt)
20.15. Disubstitúcia na benzénovom jadre
20.16. Prírodné zdroje uhľovodíkov, ropa, zemný plyn
21.  Deriváty uhľovodíkov
21.1. Deriváty uhľovodíkov – rozdelenie, halogénderiváty
21.1.1. Nukleofilná substitúcia
21.1.2. Polymerizácia halogénderivátov
21.2. Dusíkaté deriváty uhľovodíkov– nitroderiváty, amíny
21.3. Kyslíkaté deriváty uhľovodíkov– hydroxyderiváty, étery
21.4. Karbonylové zlúčeniny - aldehydy, ketóny
21.4.1. Nukleofilná adícia
21.4.2. Polykondenzácia. Fenolformaldehydové živice, močovinoformaldehydové živice
21.5. Karboxylové kyseliny
21.6. Deriváty karboxylových kyselín
21.6.1. Funkčné deriváty karboxylových kyselín
21.6.2. Substitučné deriváty karboxylových kyselín
21.6.3. Polyestery
21.6.4. Polyamidy
22.  Prírodné látky
22.1. Heterocyklické zlúčeniny, alkaloidy
22.2. Terpény, steroidy
22.3. Lipidy, mydlá
22.4. Sacharidy
22.5. Bielkoviny
22.6. Nukleové kyseliny, ATP, proteosyntéza
23.  Základy biochémie
23.1. Chemické zloženie a znaky živých sústav
23.2. Vitamíny
23.3. Enzýmy, hormóny
23.4. Fyzikálnochemické deje v živých sústavách
23.5. Biosyntéza a metabolizmus sacharidov
23.6. Biosyntéza a metabolizmus lipidov a bielkovín
23.7. Citrátový cyklus. Koncový oxidačný reťazec
24.  Chémia ako prírodná veda
 
1. Látky – prvky, zlúčeniny, zmesi
·  definovať pojmy častica, prvok, zlúčenina, chemická látka (chemické indivíduum), zmes – homogénna, koloidná, heterogénna; sústava (izolovaná, uzavretá, otvorená), homogénna (rovnorodá), heterogénna (rôznorodá) sústava, fáza,
·  informovať o význame pojmov prírodná látka, skupenstvo látky, plazma, syntetická látka, energia; destilácia, filtrácia, dekantácia, sedimentácia, sublimácia, extrakcia, kryštalizácia.
 
·  určiť počet fáz a zložiek v daných zmesiach,
·  rozlíšiť a porovnávať typy zmesí a sústav,
·  odlíšiť od seba molekuly prvkov a zlúčenín,
·  uviesť príklady plynného, kvapalného, tuhého skupenstva; prírodných a syntetických látok, rôznych typov zmesí a sústav (izolovaná, uzavretá, otvorená); chemických látok, zmesí, prvku, zlúčeniny.
·  poznať a uplatňovať zásady bezpečnosti pri práci v chemickom laboratóriu,
·  poznať a pomenovať základné laboratórne sklo a pomôcky,
·  navrhnúť a zostaviť jednoduchú aparatúru na prípravu zmesí a oddeľovanie zložiek zmesí sedimentáciou, filtráciou, kryštalizáciou, sublimáciou a destiláciou,
·  navrhnúť a uskutočniť experimenty založené na oddeľovaní zložiek zmesí používaných v domácnosti.
 
2. Zloženie a štruktúra atómov
·  stručne informovať o vzniku vesmíru (Big Bang – etapy, štyri typy síl, vznik častíc – fotónov, elektrónov, protónov, neutrónov, vznik atómov) (odporúčaná téma),
·  opísať vlnové a kvantové vlastnosti svetla, dualistický charakter elektrónu, Heisenbergov princíp neurčitosti (odporúčaná téma),
·  opísať zloženie atómového jadra (p, n) a štruktúru elektrónového obalu atómu (elektrónové vrstvy),
·  poznať význam kvantových čísel (n, l, m) (netreba vedieť, aké hodnoty nadobúdajú n, l, m, zapĺňanie f orbitalu a jeho znázornenie),
·  definovať pojmy atóm, elektrón, protón, neutrón, atómový orbital, valenčná vrstva, valenčné elektróny, výstavbový princíp, Hundovo pravidlo, Pauliho princíp, elektrónová konfigurácia atómu, protónové (atómové) číslo Z, nukleónové (hmotnostné) číslo A, neutrónové číslo, nuklid, izotopy, atómový a iónový polomer, katión, anión,
·  informovať o význame pojmov základný a excitovaný stav atómu, elektrónová vrstva (K, L, M, N, ...), elektrónová hustota,
·  uviesť príklady izotopov a nuklidov.
·  porovnať relatívny náboj a hmotnosť neutrónu, protónu a elektrónu,
·  aplikovať pravidlá obsadzovania orbitalov elektrónmi (Pauliho princíp, Hundovo pravidlo, výstavbový princíp) a zapísať elektrónové konfigurácie atómov konkrétnych prvkov,
·  určiť počet elektrónov na valenčnej vrstve atómu daného prvku,
·  určiť typ valenčnej sféry ktoréhokoľvek s, p, d (iba 4. perióda) prvku, vysvetliť svoje rozhodnutie,
·  určiť počet elektrónov na jednotlivých vrstvách (K, L, M, N, ...) atómu daného prvku aj maximálne možné počty elektrónov,
·  ukázať závislosť energie daného orbitalu od protónového čísla a poukázať na zmenu energie orbitalov 3d a 4s,
·  zakresliť tvary s, p, d orbitalov (tvary f–orbitalov len poznať) a vedieť ich počty (vzhľadom na priestorovú orientáciu),
·  zakresliť rámčekový diagram obsadzovania energetických hladín elektrónmi v daných atómoch (v základnom aj excitovanom stave – C, S),
·  rozpísať podľa počtu elektrónov resp. valenčných elektrónov, konfiguráciu valenčnej vrstvy atómu, vedieť zapísať značku prvku so Z (ľavý dolný index) a A (ľavý horný index) na základe znalosti počtu protónov a neutrónov,
·  určiť počet n, e, p v atóme elektroneutrálneho prvku a iónov na základe znalosti A, Z a náboja iónu,
·  porovnať vlastnosti izotopov (rovnaké chemické a rôzne fyzikálne),
·  určiť, ktoré nuklidy sú izotopmi, ktoré majú rovnaký počet neutrónov,
·  vypočítať priemernú atómovú hmotnosť na základe znalosti stáleho percentuálneho zastúpenia jednotlivých izotopov prvku v prírode.
· podľa dostupných informácií z učebníc a inej literatúry mať predstavu o pojme pravdepodobnosť výskytu elektrónu v priestore atómu, dualistickom charaktere elektrónu, o pojme vlnenie ako periodickej zmene veličiny v čase a priestore, popis vlnových vlastností svetla a stav elektrónu v atóme, zdôrazniť odlišnosti,
· v chemických tabuľkách vyhľadať protónové a atómové čísla prvkov.
 
3. Periodický systém prvkov (PSP)
·  reprodukovať periodický zákon,
·  opísať periodickú tabuľku (PT) ako grafické vyjadrenie PSP (krátku aj polodlhú),
·  informovať o histórii vzniku PSP (Mendelejev, 1869),
·  poznať triviálne názvy skupín prvkov (alkalické kovy, kovy alkalických zemín, halogény, chalkogény, vzácne plyny),
·  definovať pojmy: skupiny a periódy PT, elektronegativita prvkov, 1., 2., 3. ionizačná energia, elektrónová afinita, prechodné prvky, oxidácia, redukcia,
·  opísať usporiadanie atómov prvkov v polodlhej PT.
 
·  uviesť argumenty pre stabilitu elektrónových konfigurácií (na polovicu alebo úplne zaplnené orbitaly),
·  vysloviť predpoklad vzniku iónov (náboj iónu, katión, anión) a porovnať ich veľkosť,
·  určiť maximálne a minimálne možné oxidačné číslo atómov daných prvkov v zlúčeninách na základe ich postavenie v PT,
·  uviesť argumenty pre vytvorenie skupín a periód polodlhej PT, pre veľkosť atómov, iónov, stabilitu iónov, reaktivitu iónov, typy väzieb, kovový, resp. nekovový charakter prvkov, porovnať tieto vlastnosti a uviesť príklady,
·  objasniť význam PSP a PT,
·  nakresliť do slepej polodlhej PT umiestnenie kovov a nekovov, smery rastu resp. poklesu elektronegativity atómov prvkov, elektrónovej afinity, atómových a iónových polomerov, ionizačnej energie, redoxných vlastností prvkov a ich zlúčenín, acidobázických vlastností prvkov v skupinách a periódach polodlhej PT,
·  porovnať elektronegativitu prvkov, 1. ionizačnú energiu, atómové a iónové polomery daných prvkov na základe ich postavenia v PT,
·  usúdiť na základe postavenia prvku v PT o jeho chemických vlastnostiach a vlastnostiach jeho zlúčenín (redoxné, acidobázické), porovnať, uviesť argumenty,
·  zaradiť prvok medzi kovy, nekovy, s, p, d prvky,
·  zaradiť do slepej polodlhej PT atómy prvkov podľa daných protónových čísel,
·  na základe konfigurácie valenčnej sféry určiť, v ktorej perióde a skupine PT sa nachádza daný prvok,
·  vyjadriť elektrónové konfigurácie atómov prvkov na základe ich postavenia v PT (s, p, d – iba 4. perióda), (úplné konfigurácie, konfigurácie valenčných vrstiev a pomocou najbližšieho vzácneho plynu),
·  porovnať 1., 2., 3. ionizačnú energiu daných prvkov (Na, K, Mg, Al) a uviesť argumenty pre jej veľkosť (študent musí chápať, že s každým uvoľneným elektrónom sa energia zvyšuje a že ionizačná energia závisí aj do stability vznikajúceho iópu).
·  vytvoriť hypotézu a overiť experimentom vlastnosti prvkov v hlavných a vedľajších podskupinách a v periódach (voliteľná téma).
·  v MFCH tabuľkách vyhľadať fyzikálne a chemické vlastnosti prvkov,
·  v PT vyhľadať daný prvok na základe počtu elektrónov, valenčných elektrónov a pod.
 
4. Chemické väzby
· definovať pojmy väzbovosť, donor, akceptor elektrónu, chemická väzba, väzbová energia, väzbový uhol, dĺžka väzby, voľné elektrónové páry, polarita väzby, polarita molekuly (nie dipólový moment), radikály, molekula,
· informovať o teórii valenčných väzieb (odporúčaná téma).
·  vysvetliť energetické zmeny spojené so vznikom a zánikom väzby (disociačná energia, väzbová energia) a posúdiť vzťah s pevnosťou väzby,
·  objasniť, prečo prechodné kovy tvoria viac než jeden typ iónov,
·  určiť väzbovosť atómu v molekule, porovnať s teoretickým predpokladom z PSP,
·  porovnať polaritu kovalentných väzieb v daných molekulách (rozdiel elektronegativít),
·  vysvetliť princíp väzby kovalentnej, polárnej, nepolárnej, jednoduchej, násobnej, delokalizovaných p väzieb, typ hybridizácie sp, sp2, sp3 v zlúčenine,
·  objasniť a aplikovať efekty vyvolané prítomnosťou polárnej väzby (indukčný a mezomérny efekt), koordinačnej, iónovej, vodíkovej, kovovej väzby, van der Waalsových síl; uviesť argumenty,
·  opísať vplyv faktorov na veľkosť väzbového uhlu (neväzbové elektrónové páry, násobné väzby) a na dĺžku chemickej väzby (násobné väzby),
·  porovnať fyzikálne vlastnosti látok ako dôsledok chemickej väzby,
·  opísať vzťah medzi štruktúrou zlúčenín a jej vplyvmi na živý organizmus (napr. voľné radikály, štruktúra bielkovín, enzymatické reakcie, disulfidické väzby),
·  uviesť argumenty pre charakteristické vlastnosti kovov a elektrolytov,
·  uviesť argumenty pre štruktúru kryštalických mriežok (iónový, molekulový, kovový, kovalentný kryštál) z hľadiska väzieb a vlastností, stabilitu molekuly N2, anomáliu vody,
·  nakresliť a analyzovať diagram zmeny energie systému pri vzniku väzby medzi časticami X a Y (závislosť energie od medzijadrovej vzdialenosti),
·  porovnať vlastnosti H2S a H2O, HF a HCl, NH3 a PH3, etanol a dietyléter, etanol a kyselina octová ako dôsledok väzieb v molekulách,
·  nakresliť rámčekový diagram vzniku väzby v daných molekulách,
·  nakresliť geometriu sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2 hybridizovaných molekúl (anorganických aj organických) X2, H2O, NH3, BeCl2, BF3, CH4, CO2, H2S, H2O2, C2H4, C2H2, CH3Cl, CO, HX, CCl4, PCl5, SF6, deriváty uhľovodíkov (halogén, N, O) a vedieť vytvoriť geometriu podobných jednoduchých molekúl,
·  napísať grafické vyjadrenie elektrónovej konfigurácie molekúl (elektrónové štruktúrne vzorce),
· napísať zápis valenčných sfér atómov, napríklad  ,
· zaradiť väzby v daných zlúčeninách k jednotlivým typom väzieb (X2, H2O, NH3, uhľovodíky a ich deriváty (halogén, N, O), BeCl2, BF3, CO2, CO, HX, CCl4, NaCl, CaF2, H3O+ a pod.),
· určiť polaritu daných molekúl,
· aplikovať vzťah medzi štruktúrou a reaktivitou atómov prvkov a ich zlúčenín pre vysvetlenie chemických resp. fyzikálnych vlastností konkrétnych zlúčenín.
·  vytvoriť hypotézu a overiť experimentom vlastnosti zlúčenín s kovalentnou väzbou polárnou a nepolárnou, koordinačnou, iónovou (odporúčaná téma).
·  zostaviť modely molekúl uvedených v bode 2. Aplikácia,
·  vyhľadať v literatúre, časopisoch a na internete informácie o riešení problémov súvisiacich s problematikou chemických väzieb a štruktúr molekúl (polarita väzby, väzbovosť, elektronegativita).
 
5. Skupenstvá látok
·  poznať pojmy ideálny plyn, stavová rovnica ideálneho plynu; reálny plyn, dvojatómové molekuly plynov; tlak pár nad kvapalinou, var kvapaliny, vyparovanie, kondenzácia, vodíkové väzby v kvapalinách a kryštalických látkach; kryštalická látka, amorfná látka, teplota topenia, tuhnutia, difúzia plynov, alotropia, polymorfia,
·  charakterizovať stavové veličiny charakterizujúce plyn v rovnovážnom stave, typ väzieb v dvojatómových molekulách plynov, typ väzieb medzi molekulami kvapalín, štruktúru iónových kryštálov, štruktúru atómových kryštálov, štruktúru molekulových kryštálov, kovovú kryštalickú mriežku.
·  porovnať rôzne skupenské stavy (s, l, g – pohyb častíc, príťažlivé sily a vzdialenosť medzi časticami),
·  porovnať vlastnosti skupenských stavov H2O ako dôsledok typu väzieb,
·  aplikovať poznatky o type väzby a hľadať súvislosti medzi chemickými a fyzikálnymi vlastnosťami látok a ich kryštalickou štruktúrou (napr. iónové kryštály - vedenie elektrického prúdu v tavenine, rozpustnosť v polárnych rozpúšťadlách, krehkosť, topenie pri vysokých teplotách; molekulové kryštály – nevodivosť ani v tavenine, rozpustnosť v nepolárnych rozpúšťadlách, sublimácia, prchavosť; kovové kryštály – elektrická vodivosť, kujnosť, ťažnosť, krehkosť, tvrdosť, lesk, hustota a pod.),
·  porovnať štruktúru a typ väzieb v grafite a diamante a ich tvrdosť a elektrickú vodivosť,
·  vysloviť predpoklad zmeny t, p, V, ak sa zmení jedna z daných veličín (stavová rovnica ),
·  vysvetliť princíp skupenských premien na konkrétnych príkladoch.
·  zostaviť modely kryštalických štruktúr podľa dostupných učebných pomôcok,
·  vyhľadať v literatúre, resp. na internete informácie o vplyve teploty na vlastnosti látky,
·  čítať grafy skupenských premien.
 
6. Názvoslovie anorganických látok
·  definovať pojem oxidačné číslo atómu prvku v zlúčenine,
·  poznať a zapísať značky, slovenské názvy všetkých prvkov s, p, d, urán, plutónium (nie lantanoidy a aktinoidy – len vedieť, že existujú),
·  napísať vzorce molekuly prvku kyslík, dusík, síra, fosfor, vodík, halogénov (O2, N2, S8, P4, H2, X2),
·  pomenovať a zapísať vzorce: voda, sulfán, metán, amoniak, peroxid vodíka,
·  informovať o význame pojmov chemický vzorec, stechiometrický (empirický) vzorec, molekulový (sumárny) vzorec, funkčný (racionálny) vzorec, štruktúrny (konštitučný) vzorec, štruktúrny elektrónový vzorec, geometrický (konfiguračný) vzorec, uviesť príklady.
·  určiť oxidačné čísla jednotlivých prvkov v zlúčeninách, oxidačné čísla atómov prvkov (0), (zápis rímskou číslicou ako pravý horný index),
·  použiť pravidlá tvorby vzorcov zlúčenín - oxidy, halogenidy, hydroxidy, sulfidy, peroxidy, dvojprvkové zlúčeniny vodíka s p1 – p4 prvkami, halogenovodíky a halogenovodíkové kyseliny; hydridy; kyslíkaté kyseliny, soli kyslíkatých kyselín, ióny (OH-, CN-, NH4+, H3O+, katióny kovov, anióny nekovov a anióny solí kyslíkatých kyselín); hydrogensoli, hydráty,
·  zaradiť látky podľa vzorca alebo názvu do jednotlivých skupín anorganických látok (napr. soli, oxidy),
·  priradiť k danému názvu anorganickej látky správny sumárny vzorec,
·  vysvetliť význam a použitie chemických vzorcov,
·  aplikovať pravidlá písania jednotlivých typov vzorcov (stechiometrický, molekulový, racionálny, štruktúrny) na konkrétne látky,
·  ukázať pomocou konštitučných vzorcov geometriu molekuly, väzbové uhly a polaritu molekuly (dvojatómové molekuly a molekuly s centrálnym prvkom z 2. a 3. periódy).
·  zostaviť model danej zlúčeniny,
·  pracovať s počítačovým programom pri tvorbe priestorových štruktúr zlúčenín.

7. Stechiometria
·  definovať pojmy Avogadrova konštanta NA, atómová hmotnostná konštanta mu, relatívna atómová hmotnosť Ar, relatívna molekulová hmotnosť Mr, látkové množstvo n, 1mol látky, molová hmotnosť M, molový objem plynu Vm, hmotnostný zlomok prvku v zlúčenine,
·  informovať o význame pojmu hmotnosť atómu,
·  poznať hodnotu: NA = 6,02.1023 mol-1, Vm = 22,4 dm3.mol-1,
·  poznať značky a jednotky hmotnosti atómu (g, kg), látkového množstva (mol), molovej hmotnosti (g.mol-1, kg.mol-1), (Ar a Mr – nemajú jednotky) a vedieť premieňať jednotky,
·  opísať kvantitatívny a kvalitatívny význam vzorcov chemických zlúčenín.
·  aplikovať vzťahy medzi látkovým množstvom a počtom častíc N, vzťah medzi M látky a relatívnou molekulovou hmotnosťou, hmotnosťou a látkovým množstvom, Ar a mu, objemom plynu a jeho látkovým množstvom pri riešení jednoduchých výpočtov,
·  vypočítať: hmotnosť molekuly (Mr, M) na základe znalosti hmotností jednotlivých atómov (Ar); hmotnostný zlomok prvku v zlúčenine (%); pomer počtu atómov prvkov v zlúčenine – stechiometrický vzorec; hmotnosť, látkové množstvo a počet atómov jednotlivých prvkov v určitom množstve zlúčeniny; hmotnosť, látkové množstvo a počet atómov prvku pripadajúci na určité množstvo ďalšieho prvku v zlúčenine; počet molekúl vody v hydráte na základe úbytku hmotnosti pri odparovaní vody; hmotnosť látky a vody v hydráte; molekulový vzorec na základe známeho stechiometrického vzorca a molovej hmotnosti,
·  aplikovať známe vzťahy pri riešení príkladov na výpočet Ar zo známej hmotnosti atómu a mu; počtu častíc z hmotnosti látky, z látkového množstva látky, z objemu plynu; látkové množstvo z hmotnosti látky, molovú hmotnosť zo známej hmotnosti (v gramoch) jednej častice (X) a odvodených úloh,
·  ukázať vzťah medzi stechiometrickým a molekulovým vzorcom,
·  určiť stechiometrický vzorec zlúčeniny na základe uvedených výsledkov chemickej analýzy vzorky (výpočet).
·  vyhľadať hodnoty základných vlastností prvkov a zlúčenín v tabuľkách .
 
8. Roztoky (pravé)
·  definovať pojmy pravý roztok, rozpúšťadlo, rozpustená látka, elektrolyt, nasýtený roztok, nenasýtený roztok, rozpustnosť látky, hmotnostný zlomok látky v roztoku, hmotnostné a objemové percentá, koncentrácia látkového množstva (ďalej iba koncentrácia), silné a slabé elektrolyty,
·  uviesť príklady roztokov rôznych skupenstiev a elektrolytov,
·  poznať značku a jednotku koncentrácie (c [mol.dm-3]), symboly pre hmotnostné zlomky, resp. percentá (w).
·  aplikovať princíp procesov prebiehajúcich počas rozpúšťania, vodivosti elektrolytov, rovnovážneho stavu v nasýtenom roztoku pri riešení jednoduchých úloh,
·  porovnať prípady rozpúšťania, keď prebieha a keď neprebieha reakcia medzi rozpúšťadlom a rozpustenou látkou, uviesť konkrétne príklady,
·  rozlíšiť rozpúšťadlo a rozpúšťanú látku v konkrétnych príkladoch roztokov,
·  aplikovať poznatky o roztokoch pri praktickom využití údajov o zložení u výrobkov bežnej spotreby (minerálne vody, čistiace prostriedky, hnojivá a pod.),
·  riešiť jednoduché výpočty rôznych spôsobov vyjadrovania zloženia roztokov, výpočty pri zmiešavaní, zrieďovaní, odparovaní roztokov (výpočty sa môžu riešiť aj pomocou úmery aj pomocou vzorcov), prepočty medzi c a w (roztoky kyselín).
·  navrhnúť a uskutočniť prípravu nasýteného roztoku danej látky, prípravu roztokov s danou koncentráciou (odmerných roztokov), daným hmotnostným zlomkom (%); prípravu roztoku daného zloženia zmiešaním dvoch roztokov s rôznym zložením resp. odparovaním alebo riedením.
·  vyhľadať v tabuľkách rozpustnosť daných látok,
·  analyzovať diagramy kriviek rozpustnosti.
 
9. Chemické reakcie
·  definovať pojmy chemická reakcia, reaktanty, produkty reakcie, homogénna a heterogénna reakcia, chemická rovnica, reakčná schéma (rovnica, ktorá nerešpektuje zákon zachovania hmotnosti), zákon zachovania hmotnosti, stechiometrické koeficienty v chemických rovniciach, teoretický výťažok reakcie, experimentálna chyba, limitujúci reaktant, reaktant v nadbytku,
·  vymenovať jednotlivé kritériá klasifikácie chemických reakcií a typy reakcií (delenie reakcií na homogénne a heterogénne; podľa reagujúcich častíc na molekulové, radikálové a iónové; podľa prenášaných častíc na protolytické, redoxné a komplexotvorné, zrážacie; podľa väzbových zmien na adičné, substitučné, eliminačné a prešmyky.
·  porovnávať jednotlivé typy reakcií,
·  uviesť príklady jednotlivých typov reakcií,
·  priradiť na základe zápisu reakciu k niektorému typu reakcií,
·  zapísať rovnice chemických reakcií na základe slovného popisu reakcie; dané reakcie v iónovej forme, skupenstvá látok v chemických reakciách,
·  posúdiť vzťah rovnice a chemickej reakcie, význam chemickej rovnice a koeficientov v chemickej rovnici, ako sa prejavuje zákon zachovania hmotnosti v chemických reakciách,
·  aplikovať pravidlá výpočtu koeficientov v chemických rovniciach a čiastkových redoxných systémoch (ďalej iba polreakciách) - aj redoxné – pozri 15., vrátane rovníc v iónovej forme
·  určiť limitujúci reaktant; reaktant v nadbytku,
·  ukázať zákon zachovania hmotnosti v chemických reakciách,
·  vypočítať: hmotnosť (resp. koncentráciu, látkové množstvo, objem plynu) reaktantov resp. produktov z chemickej rovnice na základe známej hmotnosti (resp. látkového množstva, koncentrácie, objemu plynu) jednej látky; teoretický výťažok reakcie, experimentálnu chybu, hmotnosť (resp. objem, látkové množstvo) nezreagovaného reaktantu v nadbytku po skončení reakcie, hmotnosť (resp. látkové množstvo, objem plynu) produktu na základe známych množstiev oboch reaktantov (ľubovoľný postup výpočtu – úmera, vzťahy, úvaha a pod.).
·  navrhnúť a uskutočniť jednoduchú syntézu látky, rozklad látky, reakcie podvojnej zámeny, vytesňovacie, acidobázické, redoxné, zrážacie; experiment na dôkaz platnosti zákona zachovania hmotnosti; jednoduché reakcie prípravy látok a výpočet výťažku a experimentálnej chyby.
 
10. Termochémia
·  definovať pojmy exotermická reakcia, endotermická reakcia, entalpia, zmena entalpie reakcie (DH), vnútorná energia sústavy, štandardná zmena entalpie, 1. a 2. (Hessov) termochemický zákon, väzbová energia,
·  poznať jednotky zmeny entalpie,
·  informovať o procese rozpúšťania tuhých látok z hľadiska tepelných efektov.
·  uviesť príklady exotermických a endotermických reakcií,
·  posúdiť význam termochemickej rovnice,
·  zaradiť dané reakcie a chemické deje (vyjadrené slovným popisom alebo termochemickou rovnicou) medzi exotermické alebo endotermické,
·  opísať na molekulovej úrovni zmeny prebiehajúce počas chemickej reakcie (rozpad a vznik väzieb),
·  aplikovať princípy zápisu termochemickej rovnice (DH mimo alebo priamo v rovnici),
·  uviesť argumenty pre nutnosť zápisu skupenských stavov do termochemických rovníc; pre závislosť hodnoty reakčného tepla na množstve látky a riešiť jednoduché výpočty tepelných efektov z termochemických rovníc,
·  zakresliť graf závislosti energie sústavy počas chemickej reakcie,
·  odvodiť z experimentálnych dát, či sa pri reakcii teplo spotrebúva alebo uvoľňuje; z grafu energetického priebehu reakcie relatívnu stabilitu reaktantov a produktov a znamienko DH,
·  vypočítať z experimentálnych údajov molovú entalpiu jednoduchej reakcie prebiehajúcej v roztoku,
·  aplikovať termochemické zákony pri výpočte zmeny entalpie reakcie z termochemických rovníc (z dvoch alebo troch reakcií so známymi zmenami entalpie),
·  určiť výsledný tepelný efekt rozpúšťania na základe údajov o energiách rozrušovania kryštálovej štruktúry a hydratačnej energie,
·  vypočítať zmenu entalpie reakcie (napr. spaľovanie uhľovodíkov) na základe väzbových energií reaktantov a produktov.
·  navrhnúť a predviesť reakcie, pri ktorých dochádza k tepelným zmenám; jednoduchý experiment na zistenie zmeny entalpie reakcie, resp. jednoduchý experiment na zistenie zmeny entalpie rozpúšťania.
·  vyhľadať v tabuľkách termochemické údaje o palivách, v literatúre informácie o význame palív a energie pre ľudstvo,
·  vyhľadať v tabuľkách väzbové energie chemických väzieb.
 
11. Chemická kinetika
·  definovať pojmy rýchlosť chemickej reakcie (v), účinná zrážka, aktivovaný komplex, aktivačná energia (Ea, EA), rýchlostná rovnica, rýchlostná konštanta (k), katalyzátor, inhibítor, homogénna a heterogénna katalýza, rýchlosť určujúci stupeň reakcie,
·  poznať jednotky rýchlosti chemickej reakcie,
·  opísať spôsob merania rýchlosti chemickej reakcie,
·  nakresliť diagramy priebehu exotermickej a endotermickej reakcie (aj katalyzovanej).
·  uviesť príklady pomalých a rýchlych chemických reakcií a dejov; využitia jednotlivých faktorov na ovplyvňovanie rýchlosti reakcií v priemysle a v bežnom živote,
·  aplikovať vzťah pre výpočet rýchlosti reakcie (zmena koncentrácie za čas) pri riešení jednoduchých úloh,
·  aplikovať princípy zrážkovej teórie; ovplyvňovania rýchlosti chemickej reakcie vplyvom rôznych faktorov (koncentrácia, tlak, teplota, veľkosť povrchu, katalyzátor) pri riešení jednoduchých úloh,
·  porovnať energie reaktantov, produktov, aktivovaného komplexu a reakčného tepla; priebeh exotermickej a endotermickej reakcie z hľadiska zrážkovej teórie a teórie aktivovaného komplexu,
·  analyzovať diagram zmeny energie sústavy počas chemickej reakcie (určiť DH, Ea),
·  zapísať rýchlostnú rovnicu reakcie, ak sú známe indexy (a,b) reaktantov (v = k.[A]a[B]b),
·  usúdiť na základe známej rýchlostnej rovnice, ako sa zmení rýchlosť reakcie pri zmene koncentrácie reaktantov (jednoduché výpočty),
·  uviesť argumenty pre vplyv jednotlivých faktorov na rýchlosť chemickej reakcie.
·  navrhnúť a uskutočniť experimenty ukazujúce vplyv jednotlivých faktorov na rýchlosť chemickej reakcie.
 
12. Chemická rovnováha
·  definovať pojmy rovnovážny stav, dynamická rovnováha, počiatočná a rovnovážna koncentrácia, priama a spätná reakcia, rovnovážna konštanta (K), Guldbergov-Waagov zákon,
·  uviesť podmienky pre ustálenie rovnovážneho stavu (aj v heterogénnych reakciách) a konkrétne príklady rovnovážneho stavu,
·  uviesť príklady praktického využitia princípu pohyblivej rovnováhy v bežnom živote,
·  opísať rovnovážny stav medzi kvapalinou a jej parami v uzavretom systéme.
·  zapísať vyjadrenie rovnovážnej konštanty pre konkrétnu reakciu (aj heterogénne reakcie);  vzťah medzi K priamej a spätnej reakcie,
·  posúdiť, či daný systém sa nachádza v dynamickej rovnováhe,
·  uviesť argumenty pre závislosť rovnovážnej konštanty od teploty; pre vplyv zmeny koncentrácií, teploty a tlaku na rovnovážne koncentrácie reaktantov a produktov danej reakcie (na posun rovnováhy) a na hodnotu K,
·  porovnať koncentrácie reaktantov a produktov v rovnovážnom stave pri známej hodnote K; rovnovážne koncentrácie látok v systéme pred a po zmene podmienok (teploty, tlaku, koncentrácie jednej zo zložiek, pridanie katalyzátora),
·  aplikovať vzťah pre K pri riešení úloh typu: výpočet jednej z daných veličín – hodnota K, rovnovážne koncentrácie reaktantov alebo produktov,
·  aplikovať princíp pohyblivej rovnováhy (Le Chatelier-Braunov princíp) pri určovaní vplyvu danej zmeny podmienok na rovnováhu v systéme,
·  posúdiť vplyv katalyzátora na rovnovážny stav a na rýchlosť ustálenia rovnovážneho stavu,
·  posúdiť vzťah medzi tlakom pár nad kvapalinou a teplotou systému; vzťah medzi teplotou varu a medzimolekulovými silami.
·  navrhnúť a realizovať experiment dokazujúci platnosť princípu pohyblivej rovnováhy.

13. Termodynamika
·  informovať o význame pojmov entropia, zmena entropie (DS),
·  definovať pojmy: spontánnosť reakcie, Gibbsova energia (DG = DH - T.DS),
·  vymenovať faktory, ktoré zväčšujú resp. zmenšujú neusporiadanosť systému.
·  rozlišovať význam pojmov usporiadanosť systému, spontánnosť, rýchlosť, rovnovážny stav reakcie (vzájomné súvislosti),
·  vysloviť predpoklad, či zmena entropie pre daný proces bude kladná alebo záporná (jednoduché procesy, napr. vznik plynu, kryštalizácia),
·  rozlíšiť procesy, reakcie, pri ktorých sa zväčšuje neusporiadanosť systému,
·  uviesť argumenty pre faktory ovplyvňujúce zmenu entropie systému; spontánnosť reakcie na základe známych DH, T a DS,
·  usúdiť na základe znamienka DG spontánnosť reakcie.
·  vyhľadať v tabuľkách termodynamické údaje a použiť ich pri riešení úloh,
·  diskutovať o vzniku života z hľadiska zmeny entropie (len informatívne).
 
14. Kyseliny a zásady
·  definovať pojmy: Brönstedove kyseliny a zásady, protolytické reakcie, konjugované páry, amfotérne látky, neutralizácia ako reakcia kyseliny s hydroxidom, soľ, autoprotolýza vody, iónový súčin vody KV, pH stupnica, neutrálne, kyslé a zásadité roztoky, disociácia, disociačná konštanta kyselín a zásad, silné, slabé kyseliny a zásady, hydrolýza solí, tlmivé roztoky, acidobázická titrácia, acidobázický indikátor, bod ekvivalencie, Lewisove kyseliny a zásady,
·  opísať znaky silných kyselín a zásad (úplná disociácia, veľké hodnoty KA, KB, veľmi dobrá schopnosť uvoľňovať , resp. prijímať, protón),
·  poznať silné kyseliny a zásady (HCl, HBr, HI, HNO3, HClO3, HClO4, H2SO4; hydroxidy alkalických kovov a Ba),
·  poznať hodnotu KV = 1,0.10-14 (25°C),
·  nakresliť grafický priebeh acidobázickej titrácie silnej kyseliny silnou zásadou a naopak, slabej kyseliny silnou zásadou a slabej zásady silnou kyselinou,
 
·  uviesť príklady Brönstedových kyselín a zásad, protolytických reakcií a neutralizácií, amfotérnych látok, tlmivých roztokov, Lewisových kyselín a zásad,
·  napísať rovnice daných protolytických reakcií iónovou formou; rovnice reakcie iónov daných solí s vodou (hydrolýza solí),
·  rozpoznať v danej reakcii konjugované páry, kyseliny a zásady,
·  zaradiť dané častice medzi kyseliny, zásady a amfotérne látky,
·  priradiť k daným časticiam ich konjugovanú kyselinu resp. zásadu,
·  usúdiť, aké ióny sú prítomné vo vodnom roztoku danej látky,
·  aplikovať vzťah pre iónový súčin vody; vzťah pre výpočet pH roztokov; prepočet pH a pOH (pH = - log[H3O+], pH + pOH = 14 ), vzťah pre výpočet disociačnej konštanty danej kyseliny a zásady ak sú známe rovnovážne koncentrácie častíc v roztoku,
·  aplikovať vzťah medzi mierou sily kyselín (zásad) a hodnotou disociačnej konštanty a usúdiť na základe disociačných konštánt silu kyselín a zásad,
·  aplikovať vzťah medzi silou kyseliny (zásady) a jej konjugovanej zásady (kyseliny),
·  porovnať vlastnosti a disociačné konštanty silných a slabých kyselín a zásad (hodnoty budú zadané),
·  aplikovať poznatky o chemickej rovnováhe na protolytické reakcie a predpovedať ich priebeh (vytláčanie slabých kyselín z ich solí silnejšími kyselinami),
·  porovnať KV pri rôznych teplotách a usúdiť o autoprotolýze vody a neutralizácii, či sú to deje endotermické alebo exotermické,
·  zaradiť roztoky daných látok medzi kyslé, zásadité a neutrálne na základe znalosti ich pH,
·  aplikovať vedomosti o protolytických reakciách a acidobázických vlastnostiach látok pri usudzovaní, k akým zmenám pH dôjde po pridaní určitej látky do roztoku inej látky,
·  aplikovať vzťahy pre výpočet zloženia roztokov (koncentrácia), pH roztokov silných kyselín a zásad (aj dvojsýtnych), zmien pH po pridaní inej látky a pod.,
·  opísať princíp priebehu danej acidobázickej titrácie silnej kyseliny silnou zásadou a naopak (nie výpočty),
·  predpovedať sfarbenie acidobázického indikátora po pridaní do roztoku určitej látky (antokyaníny, fenolftaleín, metyloranž, lakmus, univerzálny indikátorový papierik),
·  aplikovať znalosti o acidobázických vlastnostiach častíc a o hydrolýze solí pri určovaní kyslosti, zásaditosti alebo neutrality roztokov solí,
·  poznať princíp reakcií Lewisových kyselín a zásad a vysvetliť ho na príklade reakcií (napr. vzniku komplexných iónov).
·  navrhnúť a uskutočniť jednoduchý experiment, ktorý poukáže na rozdiely medzi silnými a slabými kyselinami resp. zásadami (aplikovať najmä na kyseliny a zásady z bežného života),
·  uskutočniť hydrolýzu solí a určenie pH ich roztokov a experiment s využitím acidobázickej titrácie.
·  vyhľadať v tabuľkách disociačné konštanty kyselín a zásad a použiť ich pri riešení úloh; vyhľadať v tabuľkách informácie o acidobázických indikátoroch a oblasť ich funkčnej zmeny a odhadnúť ich použitie pri acidobázických titráciách.
 
15. Oxidácia a redukcia
·  definovať pojmy oxidácia, redukcia, polreakcia, oxidovadlo, redukovadlo, elektrolýza, katóda, anóda, elektrolyt, ušľachtilý a neušľachtilý kov,
·  uviesť príklady redoxných dejov v bežnom živote, redoxných reakcií, látok, ktoré sa v priemysle vyrábajú elektrolýzou a príslušné rovnice (napr. Al, Na, NaOH, Cl2); jednoduchých galvanických článkov (Daniellov),
·  uviesť príklady typických oxidovadiel a redukovadiel (prvky aj zlúčeniny, resp. ióny) a ich redoxné vlastnosti objasniť reakciami,
·  informovať o vlastnostiach kovov vyplývajúcich z ich postavenia v elektrochemickom rade napätia kovov; o galvanickom článku ako o zdroji elektrickej energie, priebehu a príčinách korózie a o spôsobe ochrany pred koróziou.
·  určiť oxidačné čísla atómov prvkov v daných redoxných reakciách,
·  poznať princíp redoxných reakcií a určiť, či daný dej je oxidácia alebo redukcia, ktorá častica v reakcii vystupuje ako oxidovadlo a ktorá ako redukovadlo,
·  zapísať danú redoxnú reakciu iónovou formou a pomocou polreakcií,
·  vypočítať stechiometrické koeficienty v redoxných reakciách,
·  vysloviť predpoklad o približnom postavení kovov v elektrochemickom rade napätia (žiaci nemusia poznať reálne poradie kovov v rade): Li, K, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, H, Cu, Ag, Hg, Au, Pt,
·  porovnať redoxné vlastnosti prvkov a ich vzájomnú reaktivitu na základe ich postavenia v elektrochemickom rade napätia kovov (žiaci nemusia vedieť rad napätia naspamäť, budú ho mať k dispozícii),
·  zaradiť dané kovy medzi ušľachtilé a neušľachtilé,
·  aplikovať znalosti o priebehu redoxných reakcií a redoxných vlastnostiach prvkov a zlúčenín pri usudzovaní o priebehu daných chemických reakcií a produktoch pri nich vznikajúcich,
·  poznať princíp priebehu elektrolýzy roztokov a tavenín, vysvetliť deje prebiehajúce na elektródach a zapísať ich chemickými rovnicami,
·  poznať princíp dejov prebiehajúcich na jednotlivých elektródach galvanického článku a dejov prebiehajúcich v olovenom akumulátore (poznať aj rovnice reakcií),
·  navrhnúť a predviesť jednoduché redoxné reakcie; experiment na dôkaz redoxných vlastností prvkov a zlúčenín; elektrolýzu vody, roztoku CuSO4 a pod.
 
16. Zrážacie reakcie
·  definovať pojmy zrážacia reakcia, súčin rozpustnosti (KS).
·  uviesť príklady zrážacích reakcií a ich využitia v laboratóriu, v priemysle a v bežnom živote,
·  zapísať danú zrážaciu reakciu iónovou formou,
·  poznať princíp chemickej rovnováhy v zrážacích reakciách a vzniku málo rozpustných látok,
·  uviesť argumenty pre rýchly priebeh väčšiny zrážacích reakcií,
·  zapísať vzťah pre výpočet súčinu rozpustnosti danej málo rozpustnej látky,
·  posúdiť vzťah medzi KS a rozpustnosťou (koncentráciou látky v nasýtenom roztoku) a ich závislosť od teploty,
·  porovnať rozpustnosť látky vo vode a v roztokoch obsahujúcich vlastné, resp. cudzie ióny,
·  usúdiť na základe KS a informácií o koncentráciách látok, či je roztok nasýtený, či sa bude vytvárať zrazenina,
·  aplikovať vzťah pre KS na výpočet rozpustnosti látky a naopak, výpočet koncentrácie látky v nasýtenom roztoku.
·  navrhnúť a uskutočniť jednoduché zrážacie reakcie (zamerané hlavne na analytický dôkaz iónov).
·  vyhľadať v tabuľkách hodnoty KS málo rozpustných látok.
 
17. Komplexotvorné reakcie
·  definovať pojmy komplexné zlúčeniny, centrálny atóm, ligand, koordinačné číslo, cheláty, rovnováha v komplexotvorných reakciách,
·  poznať a zapísať názvy a vzorce základných ligandov (H2O, NH3, CO, CN-, OH-, X-, NO2-, NO3-),
·  uviesť príklady dôležitých koordinačných zlúčenín a ich využitia (komplexy Fe, Mg, Co v živých systémoch, [Cu(NH3)4]2+, [Fe(CN)6]4-, [Cu(H2O)4]2+.
·  určiť oxidačné čísla centrálnych atómov v komplexných zlúčeninách, celkový náboj koordinačného iónu,
·  použiť pravidlá tvorby vzorcov a názvov jednoduchých koordinačných zlúčenín (iba s jedným komplexným iónom).
·  navrhnúť a predviesť jednoduché komplexotvorné reakcie.

18. Anorganická chémia
18.1. s - prvky a ich vlastnosti
·  uviesť výskyt H, Na, K, Mg, Ca v prírode (NaCl, KCl, K2CO3, Na2CO3, NaNO3, CaCO3, CaSO4 × 2H2O, MgCO3, H2, organické zlúčeniny) a poznať biogénny význam týchto prvkov,
·  vymenovať a charakterizovať izotopy vodíka,
·  opísať kovy (alkalické a alkalických zemín) a ich vlastnosti: fyzikálne - elektrická, tepelná vodivosť; mechanické vlastnosti - mäkkosť, hustota, krehkosť, kujnosť, ťažnosť,
·  z každodenného života poznať význam zlúčenín: NaCl, sírany a dusičnany ako hnojivá, CaO, Ca(OH)2, CaCO3, Ca(HCO3)2, CaSO4 × 0,5H2O, NaOH, Na2CO3, NaHCO3.
·  porovnať atómové polomery a elektronegativitu s – prvkov,
·  na základe konfigurácií a ďalších informácií z PT opísať typ väzieb H v zlúčeninách a porovnať s s1 a s2 prvkami,
·  porovnať fyzikálne vlastnosti H, s1 a s2 prvkov na základe poznania elektrónových konfigurácií, elektronegativity, typu väzieb, atómových polomerov a hmotnosti atómov, (dvojatómové molekuly H2, kryštálové mriežky s - prvkov a ich zlúčenín),
·  porovnať chemické vlastnosti H a s1 a s2 prvkov (reaktivita, typ reakcií, typ zlúčenín - oxidy, peroxidy, hydroxidy, soli, hydridy),
·  vysvetliť typ reakcií s – prvkov s kyslíkom, halogénmi, vodou, kyselinami, hydroxidmi, zapísať ich rovnicami,
·  opísať výrobu kovov elektrolýzou taveniny halogenidov,
·  opísať princíp krasových javov, odstraňovania prechodnej tvrdosti vody a vodného kameňa, výroby páleného a haseného vápna, tuhnutia malty (poznať aj rovnice reakcií).
·  porovnať postavenie vodíka a s – prvkov v elektrochemickom rade napätia,
·  na základe poznatkov o vedení elektrického prúdu v tavenine kovu, resp. v elektrolyte, uviesť argumenty pre výrobu s – prvkov a ich zlúčenín,
·  na základe poznatkov o zrážacích reakciách katiónov s - prvkov vysvetliť možnosti ich dôkazových reakcií a napísať rovnice týchto reakcií Mg2+/NaOH; Ca2+/H2SO4, (NH4)2CO3; Ba2+/H2SO4; Sr2+/K2CrO4.
·  použiť zrážacie reakcie na analytický dôkaz Mg2+, Ca2+, Ba2+, Sr2+ (pozri Aplikácia),
·  uskutočniť dôkaz katiónov s1 a s2 kovov plameňovou skúškou,
·  navrhnúť prípravu vodíka a urobiť experiment (pripraviť vodík podľa možnosti a vybavenia laboratória: reakciou kovov s kyselinami, kovov s vodou, elektrolýzou vody), zostaviť aparatúru na prípravu plynu ľahšieho ako vzduch,
·  dokázať pripravený vodík,
·  na základe poznatkov o protolytických reakciách navrhnúť kvantitatívne stanovenie Ca(HCO3)2 vo vode.
·  vyhľadať v tabuľkách údaje týkajúce sa vlastností H a s – prvkov,
·  získať a spracovať informácie z odbornej literatúry a internetu o konzervačných účinkoch NaCl a jeho vplyve na ľudské zdravie, o zlúčeninách používaných v stavebníctve, o tvrdosti vody a jej odstraňovaní.
 
18.2. Prvky 13. a 14. skupiny (III.A a IV.A)

·  definovať pojem aluminotermia,
·  poznať výskyt Al, Si, C a ich zlúčenín v prírode (borax, bauxit, alotropické modifikácie C aj fullurény, kremeň, kremičitany, kaolín),
·  zapísať chemickými rovnicami reakcie Al a C s O,
·  vymenovať základné suroviny na výrobu skla a keramické suroviny (kaolinit).
·  na základe konfigurácií p1 a p2 prvkov opísať typ ich väzieb (kovalentné - hybridizácie, delokalizácia elektrónov, reťazenie atómov C, možné poskytnutie d orbitalov u Si (SiF6)2-, u SnII a Pb II iónový charakter, hydratovaný ión Al[(H2O)6]3+), možné oxidačné čísla,
·  porovnať stabilitu atómov p1 a p2 prvkov vzhľadom na výskyt v prírode,
·  vysvetliť elektrickú vodivosť, tvrdosť diamantu a tuhy na základe typu hybridizácie s a p orbitalov,
·  aplikovať poznatky o hliníku pri vysvetlení jeho využitia v praktickom živote,
·  opísať výrobu hliníka elektrolýzou z Al2O3, použitie kryštálov Si a Ge ako polovodičov,
·  opísať chemickými rovnicami amfotérne a redukčné vlastnosti Al,
·  opísať chemickými rovnicami amfotérne vlastnosti Al(OH)3 (reakcie so silnými kyselinami a hydroxidmi),
·  posúdiť vlastnosti oxidov uhlíka CO, CO2 (relatívna hustota, ich pôsobenie na organizmy, redoxné vlastnosti a rozpustnosť vo vode),
·  vysvetliť elektrickú vodivosť Si a Ge na základe vedomostí o väzbách v ich kryštálovej mriežke a vodivosť Al resp. slabú vodivosť Pb,
·  aplikovať poznatky z elektrónových konfigurácií, elektronegativity, atómových a iónových polomerov prvkov na vysvetlenie príčiny nekovového charakteru B, C, polokovového charakteru Si a Ge a kovových vlastností Al, Sn a Pb a amfotérnych vlastností Al(OH)3, Al2O3, zlúčenín cínu SnIV,
·  aplikovať poznatky o redoxných vlastnostiach C a Al pri zápise rovníc výroby kovov (aluminotermia, výroba Fe),
·  uviesť argumenty pre pozitíva a negatíva použitia NaHCO3 na zníženie kyslosti v žalúdku,
·  poznať argumenty na dôvod použitia (NH4)2CO3 a NaHCO3 pri pečení cesta,
·  vysvetliť vplyv CO2 ako skleníkového plynu (skleníkový efekt),
·  opísať chemickými rovnicami dôkazové reakcie pre (CO3)2-/Ca2+; Pb2+/KI, H2SO4, HCl; Al3+/(OH)-.
·  urobiť dôkazové reakcie pre (CO3) 2-, Pb2+, Al3+ (pozri Aplikácia),
·  ukázať základné zručnosti pri skúmavkových pokusoch, resp. na bodkovacej miske,
·  navrhnúť reakciu prípravy CO2 z CaCO3, navrhnúť aparatúru, urobiť experiment,
·  uskutočniť experiment hydrolýzy uhličitanov a hydrogenuhličitanov.
·  vyhľadať vo fyzike pre gymnáziá kapitolu o vedení elektrického prúdu v polovodičoch, porozumieť odbornému textu a vedieť ho rozšíriť o vedomosti z chemických väzieb a kryštalickej štruktúry látok,
·  zostaviť model tuhy a diamantu,
·  v literatúre a médiách vyhľadať informácie o negatívnych aspektoch využívania hliníka, o vplyve oxidu uhličitého ako skleníkového plynu na Zemi.
 
18.3. Prvky 15. skupiny (V.A)
·  poznať skupenstvá p3 prvkov za normálnych podmienok,
·  poznať výskyt p3 prvkov v prírode (vzduch, NaNO3, KNO3, fosforečnany, sulfidy Sb a Bi, apatit – nie vzorec, zaradenie N a P ku biogénnym prvkom),
·  vymenovať a charakterizovať alotropické modifikácie fosforu (základné vlastnosti),
·  poznať pojem frakčná destilácia vzduchu ako spôsob výroby N2 (použitie inertná atmosféra, výroba NH3),
·  uviesť vlastnosti NH3 (skupenstvo, zápach, jedovatosť, rozpustnosť v H2O),
·  napísať chemické rovnice prípravy amoniaku,
·  opísať rovnicou reakciu HNO3 s Cu a Zn –  upozorniť na možný vznik rôznych rozkladných produktov HNO3 (NO, NO2, N2O, NH4+),
·  informovať o znečistení životného prostredia oxidmi N z výfukových plynov a priemyslových emisií, nadzvukových lietadiel,
·  napísať štruktúrne vzorce HNO3, H3PO4, H4P2O7,
·  opísať priemyselné využitie P (zápalky , zneužitie – napalm).
·  uviesť argumenty pre rozpustnosť NH3 vo vode,
·  odvodiť na základe konfigurácie a elektronegativity charakteristické typy väzieb u N, P, As a Bi,
·  uviesť argumenty pre stálosť N2 vo všetkých skupenstvách,
·  na základe možných väzieb odvodiť nekovový, resp. kovový charakter prvkov p3,
·  vyhodnotiť výhodnosť prípravy NH3 v laboratóriu,
·  uviesť argumenty pre acidobázické vlastnosti roztoku amoniaku a amónnych solí vo vode, opísať reakciou,
·  posúdiť redoxné vlastnosti HNO3 (koncentrovaná) a jej reakciu s Cu resp. HNO3 (zriedená) so Zn,
·  zdôvodniť pasiváciu Fe, Al, Cr koncentrovanou HNO3,
·  porovnať a zdôvodniť redoxné a acidobázické vlastnosti HNO2 a HNO3,
·  zdôvodniť maximálnu väzbovosť dusíka 4 a fosforu 5.
·  urobiť dôkazy dusičnanov a fosforečnanov (NO3- prstencovou skúškou a PO43-/FeCl3),
·  navrhnúť spôsob a pripraviť CuO, ak máme k dispozícii medené piliny a koncentrovanú HNO3, NaOH, opísať rovnicami prebiehajúce chemické deje,
·  uskutočniť pokus „sopka“ (príprava N2), opísať vlastnosti dichrómanu amónneho.
 
18.4. Prvky 16. skupiny (VI.A)
·  poznať skupenstvá p4 prvkov za normálnych podmienok,
·  poznať výskyt prvkov (vzduch, ozón, oxidy železa, kremíka, uhlíka, elementárna síra, sulfidy a sírany: FeS2, PbS, ZnS, H2S, CaSO4 × 2H2O),
·  opísať ekologické problémy súvisiace s ozónovou vrstvou Zeme, kyslými dažďami,
·  vymenovať a stručne opísať rozdiely medzi alotropickými modifikáciami síry,
·  uviesť príklady zlúčenín, vďaka ktorým sa O a S radia ku biogénnym prvkom,
·  opísať pravidlá pre riedenie kyselín a vysvetliť príčinu,
·  poznať základné vlastnosti O2, O3 (v spojitosti so zdravím a využitím v praxi),
·  poznať vlastnosti sulfánu (jedovatosť, zápach, redoxné vlastnosti).
·  opísať rovnicami redoxné vlastnosti kyslíka, ozónu, H2S, SO2 , H2SO4 a zdôvodniť ich,
·  opísať rovnicami analytické využitie H2S, (NH4)2S ako dôkaz katiónov Cu2+, Zn2+, Mn2+ a síranov ako dôkaz katiónov Ca2+, Ba2+, Sr2+, Pb2+,
·  odvodiť na základe konfigurácií a elektronegativity možné oxidačné čísla p4 prvkov,
·  porovnať redoxné vlastnosti koncentrovanej a zriedenej H2SO4,
·  porovnať acidobázické vlastnosti H2SO4 s H2SO3 a HNO3,
·  odvodiť na základe elektrónovej konfigurácie a elektronegativity charakteristické väzby O a S, opísať rozdiely na konkrétnych molekulách (O3, S8, H2O, H2S),
·  nakresliť geometriu molekúl H2O a H2S, O3, H2O2,
·  porovnať hybridizáciu atómu O v H3O+ a S v H2SO4,
·  uviesť argumenty pre príčiny rozdielnych fyzikálnych vlastností vody a sulfánu,
·  nakresliť štruktúrne vzorce H2SO3 , H2SO4.
·  navrhnúť a uskutočniť prípravu kyslíka z H2O2 , dôkaz a jeho vlastnosti,
·  navrhnúť a uskutočniť prípravu sulfánu a alotropických modifikácií síry (odporúčaná téma),
·  demonštrovať dehydratačné a oxidačné vlastnosti H2SO4,
·  uskutočniť analytické dôkazy katiónov kovov Cu2+, Zn2+, Mn2+, Ca2+, Ba2+, Sr2+, Pb2+ (pozri Aplikácia).
·  vyhľadať v médiách a časopisoch informácie o znečisťovaní životného prostredia oxidmi síry,  problematike poškodzovania ozónovej vrstvy atmosféry,
·  v literatúre a médiách vyhľadať pozitívne účinky Se na ľudský organizmus.
 
18.5. Prvky 17. a 18. skupiny (VII.A a VIII.A)
·  opísať fyzikálne vlastnosti halogénov za normálnych podmienok (skupenstvo, farba, sublimácia u jódu, rozpustnosť v polárnych a nepolárnych rozpúšťadlách - využitie),
·  poznať výskyt halogénov a vzácnych plynov v prírode, resp. vo vesmíre (He),
·  poznať význam halogénov ako biogénnych prvkov (I, F, Br),
·  napísať rovnicu leptania skla HF,
·  opísať využitie chlóru a jeho zlúčenín ako dezinfekčných a bieliacich prostriedkov a chlorečnanov ako výbušnín,
·  poznať využitie vzácnych plynov (intertné atmosféry, žiarovky – Ar, výbojové trubice) a jódu (dezinfekcia),
·  opísať rovnicou syntézu plynných H2 a Cl2.
·  na základe elektrónových konfigurácií porovnať stabilitu p6 prvkov s ostatnými p1 až p5 prvkami,
·  napísať reakcie HCl s kovmi,
·  opísať rovnicami analytický dôkaz Cl– /AgNO3, MnO2 v kyslom prostredí; Br– /AgNO3, Cl2; I- /AgNO3, MnO2 v kyslom prostredí,
·  opísať rovnicami oxidačné vlastnosti halogénov (vzájomné reakcie),
·  odvodiť na základe konfigurácií a elektronegativity možné excitované valenčné stavy a oxidačné čísla halogénov,
·  porovnať dôvody možných oxidačných čísel fluóru a chlóru (orbitaly použiteľné na väzby v atómoch F a Cl ),
·  odvodiť na základe elektrónových konfigurácií a elektronegativity charakteristické väzby v molekulách halogénov, halogenovodíkov, halogenidov, kyslíkatých kyselinách halogénov (kovalentná nepolárna, polárna, hybridizácia sp3 + delokalizované elektróny, iónová),
·  odôvodniť príčinu rozdielnej reaktivity halogénov a vzácnych plynov,
·  porovnať reaktivitu halogénov, polaritu a polarizovateľnosť väzieb v ich zlúčeninách,
·  odôvodniť vznik produktov v reakciách halogén + halogenid,
·  porovnať vlastnosti halogenovodíkových kyselín,
·  porovnať a odôvodniť acidobázické vlastnosti, oxidačné schopnosti a stálosť kyslíkatých kyselín chlóru,
·  odôvodniť reakcie HCl s kovmi (s rôznym elektródovým potenciálom - rôzna poloha vzhľadom ku H v elektrochemickom rade napätia kovov),
·  odôvodniť použitie chlórového vápna ako dezinfekčného činidla.
·  navrhnúť a podľa možnosti uskutočniť laboratórnu prípravu chlóru a kyslíka z KClO3 (odporúčaná téma),
·  demonštrovať leptanie skla kyselinou fluorovodíkovou (odporúčaná téma),
·  uskutočniť a opísať elektrolýzu taveniny a vodného roztoku halogenidu (odporúčaná téma),
·  uskutočniť dôkazové reakcie halogenidových iónov (pozri Aplikácia).
 
18.6. d – prvky a ich vlastnosti
·  opísať výrobu železa, ocele,
·  poznať využitie kovov Cu, Zn, Cr, Mn, Fe, Hg v zliatinách,
·  opísať procesy pri vzniku klasickej fotografie (využitie citlivosti zlúčenín striebra na svetlo).
·  napísať rovnice polreakcií a reakcií Cu s kyselinami dusičnou, sírovou,
·  opísať reakciami analytický dôkaz Cu2+/OH-, H2S, NH3; Ag+/CrO42-, Cl-, I-; Zn2+/H2S, OH-; Mn2+/(NH4)2S; Fe2+/[Fe(CN)]3+; Fe3+/[Fe(CN)]4+, [SCN]-; Co2+/(OH) -; Ni2+/(OH) -,
·  napísať rovnice výroby d - prvkov redukčnými dejmi (Fe, Zn),
·  opísať rovnicou prípravu Cr2O3 z dichrómanu amónneho; dichrómanu z chrómanu a naopak,
·  opísať rovnicami reakciu Cr, Fe, Zn, s HCl, H2SO4, HNO3,
·  opísať chemickou rovnicou princíp výroby Cr aluminotermicky,
·  odvodiť na základe konfigurácií a elektronegativity možné excitované valenčné stavy d - prvkov 4. periódy a možné oxidačné čísla týchto prvkov,
·  na konkrétnych príkladoch vysvetliť typ väzieb d – prvkov v prírode (kovová, iónová, koordinačná),
·  vyvodiť spoločné vlastnosti d - prvkov 4. periódy (tvorba komplexných zlúčenín, kovové vlastnosti – podieľajú sa na nich hlavne d – elektróny, rôzne oxidačné čísla, približne rovnaká energia valenčných ns a (n –1)d elektrónov, farebnosť iónov na základe ľahkých prechodov d elektrónov medzi blízkymi orbitalmi, Sc3+ (bez d-elektrónov) a Cu+ (s úplne zaplnenými d – orbitalmi) sú bezfarebné,
·  vysvetliť príčinu výskytu d - prvkov ako oxidov, sulfidov,
·  na základe elektrónových konfigurácií Fe2+ a Fe3+ vysvetliť stálosť voľných a komplexných iónov,
·  na základe elektrónovej konfigurácie odvodiť fyzikálne vlastnosti Cu, Zn, Cr, Mn, Fe (vodivosť, kujnosť, ťažnosť, farebnosť iónov Cr, Mn, Fe),
·  uviesť argumenty pre postavenie Cu, Ag, Au, Hg a Zn, Fe v elektrochemickom rade napätia kovov,
·  dokázať reakciami a opísať rovnicami amfoteritu Zn a jeho hydroxidu, oxidu,
·  vysvetliť princíp elektroluminiscencie ZnS,
·  ukázať reakciami redoxné vlastnosti Cr3+, Cr2O72-, Mn4+, Mn7+, Mn2+, Fe3+, Fe2+.
·  demonštrovať svetelnú citlivosť, rozpustnosť a redukciu halogenidov striebra,
·  navrhnúť a uskutočniť prípravu komplexných zlúčenín Fe a pozorovať ich vlastnosti,
·  navrhnúť a uskutočniť prípravu Cr2O3 z dichrómanu amónneho a demonštrovať vlastnosti chrómanu a dichrómanu,
·  navrhnúť a uskutočniť prípravu zlúčenín Mn s rôznymi oxidačnými číslami a pozorovať ich vlastnosti (odporúčaná téma),
·  uskutočniť analytické dôkazy katiónov d - prvkov Cu2+, Ag+, Zn2+, Mn2+, Fe2+, Fe3+, Co2+, Ni2+ (reakcie s H2S a (NH4)2S iba ako odporúčaná téma).
 
19. Charakteristika a rozdelenie organických zlúčenín
·  informovať o formovaní názorov na organické látky, o Berzeliovej vitalistickej teórii, o experimentálnych prácach, ktoré vyvrátili vitalistickú teóriu (F. Wőhler - príprava močoviny, napísať schému príprav
Oboduj prácu: 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 (10-najlepšie, priemer: 6.9)

:: Prihlásenie



Založiť nové konto Pridať nový referát

Odporúčame

Prírodné vedy » Chémia

:: KATEGÓRIE - Referáty, ťaháky, maturita:

0.019