Hodnoty základních fyzikálně-chemických konstant

konstanta symbol hodnota a rozměr
Planckova h 6,625.10 -27erg.s
Avogadrova N 6,022.1023 molekuly/mol
Faradaova F 96487 C/mol
plynová k. R R = p.V / T8,3 J/tepl.st. /mol
absolutní nula 00 K -273,15 0C
převody: 1 atm = 760mmHg = 760 torr = 101 Pa

Chemické děje probíhají v určitém místě, prostoru, který je definován jako
Soustava a její stav ( výsek prostoru, kde aplikujeme poznatky ).


Soustava- část prostoru, který je ohraničen skutečnými nebo myšlenými stěnami. Soustavou jsou potom všechny látky i pole, v tomto prostoru obsažené. Všechno ostatní je okolí. Podle druhu stěn dělíme soustavy na:
l/ izolované: stěny nepropouštějí ani částice, ani energii.
2/ uzavřené: stěny nepropouštějí částice, ale dovolují výměnu energie mezi soustavou a okolím.
3/ otevřené: mezi soustavou a okolím je volná výměna částic i energie.
fáze: homogenní oblast, pojem je blízký skupenství, ale je přesnější.
Plyny tvoří vždy jednu fázi, kapaliny tvoří jednu nebo několik podle mísitelnosti.
Pevné látky tvori vždy samostatné fáze( síra ve dvoukryst.stavech jsou dvě fáze ).
součásti:každá fáze může být složená z jednoho nebo více druhů látek různého chem.složení
Pozor: součást není složka.
n - složka: molekuly nebo částice, kterých potřebujeme, abychom mohli vyjádřit všechny ostatní molekuly nebo částice v soustavě ( soustava voda - vodní pára obsahuje jedinou složku = voda).
Gibbsův zákon fází:
vztah mezi počtem fází (f), počtem složek (k) a počtem stupnů volnosti (v). Počet stupnů volnosti je počet volně měnitelných stav. veličin = p, V, složení )

v = k + 2 - f

Procvičení:

1. soustava o jedné složce má:
jednu fázi a 2 st.volnosti, dvě fáze a 1 stupeň volnosti, tři fáze a žádný stupeň volnosti.
4 fáze být nemohou.
2. soustava dvousložková má:
podle počtu fází ( 1- 4 ) 3 až 0 stupnů volnosti. Mohou zde být tedy 4 fáze. např.směs voda - eter = při -3,82C a urč.tlaku tu je led, voda + eter ve vodě a voda v eteru + plyn ).
soustava homogenní - tvorena jednou fází, má ve všech místech stejné nebo plynule se měnící vlastnosti.
soustava heterogenní tvorena několika homogenními fázemi, jejichž vlastnosti se v místě jejich vzájemného styku mění skokem ( fázové rozhraní ).
Stav soustav je určen tzv. stavovými veličinami - jejich změna charakterizuje změnu stavu soustavy.
Základní veličiny jsou:
p - tlak v Pa, V - objem v m3T - teplota v oC hustota v kg/m3 látkové množství v mol
Změní-li jediná z těchto veličin svoji hodnotu, změní se tím i stav celé soustavy. Je známo, že tyto hodnoty můžeme měřit podle určitých kriterií v jejich absolutních hodnotách. Změna stavu soustavy je vratná nebo nevratná. Probíhá-li děj samovolně, je vždy nevratný.
Tyto děje mohou být :
izotermické,izobarické, izochorické, adiabatické.
Základní veličiny :

objem objem soustavy dm3 ,l, ml, cm3 V
množství látky v soustavě udává se v molech,hmotn.zlomcích n
tlak snaha plynu zaujmout co největší prostor, vzniká nárazem molekul na stěnu. Jde o vzájemné působení systému a vnějšího prostředí. Jde o sílu vztaženou na jednotku plochy     N / m3, kde N = asi 0,l kg. Udává se v Pa ( Pascalech ). p
teplota intensita tepelného pohybu molekul v soustavě. Udává se v Kelvinech, 0 oC = 273,l6 K T
hustota hmotnost látky na jednotku objemu, udává se v kg /m3

U těchto základních stavových veličin můžeme měřit jejich absolutní hodnoty. mimoto existují další stavové veličiny, jejichž hodnota nezávisí na předchozím ději, ale pouze na výchozím stavu soustavy. ( Jsou to termodynamické funkce ).
Chemické děje označujeme jako chemické reakce. Chemické vazby a další síly působí, že látky mají snahu zachovat si stávající, energeticky výhodnou strukturu. Změníme-li vnější podmínky ( p,T,V atd. ), může dojít ke změnám soustavy - proběhne chemická reakce. Ta spočívá v tom, že dojde k interakci atomů,molekul nebo iontů, která vede ke vzniku struktur, které jsou v dané změněné situaci energeticky výhodnější. Při chemických reakcích jedny vazby zanikají, jiné se tvoří.
A. Reakce můžeme rozdělit podle mnoha kriterií :
l. podle fází v reakční směsi :
a/ homogenní - všechny reakční složky jsou v jedné fázi, hlavně v kapalné nebo plynne
b/ heterogenní - reaktanty jsou v různých skupenstvích
2. podle počtu reaktantů a vznikajících produktů :
a/ skladné - syntetické
b/ rozkladné - disociační
c/ substituční - záměnné
d/ podvojné přeměny - konverze
3. podle změn ve vazbách :
a/ štěpení vazeb - homolýza, vznik radikálů, heterolýza, vznik iontů
b/ vznik vazeb nových
c/ současný vznik i štěpení vazeb ( eliminace,adice,přesmyky, atd.).
4. podle druhu přenášených částic :
a/ redoxní reakce
b/ protolytické - acidobazické 
c/ koordinační - komplexotvorné
V dělení bychom mohli ještě dále pokračovat, popřípadě vytvářet různé další varianty.
B. Studium chemických reakcí hledá principy
a) mechanismu chemických reakcí
 b) kdy a proč k reakcím dochází

Základní pravidlo:

Chemický systém se snaží o zvyšování pravděpodobnosti uspořádání a současně se mění ve směru pevnějších vazeb. Z toho lze odvodit řadu dalších pravidel.
l) Látky ,které mají využitelné vazebné orbitaly nebo mohou sdílet elektrony, se budou snažit vstoupit do reakcí.

a)NH3+ H+ = NH4+ NH4+ kationty přechodných kovů = amokomplexy
b) oxidy se silně negat.kyslíkem a oxidy, které mají některé vazebné orbitaly nevyužity
CaO + SO3= CaSO4 zde jde o hybridní stav síry
c) nenasycené vazby mohou polymerovat
( NO2)2,  (C2H4)n
2) Menší atomy nebo ionty tvoří pevnější vazby, proto :
LiF je stabilnější než CsI, NaCl je stabilnější než AlCl3
3) Náhrada velkých atomů malými je většinou energeticky výhodná.
4) Vazba je upevňována polaritou.
Prvek má sklon nahradit jiný prvek ve sloučenině, je-li výsledkem polárnější vazba.
a) stabilita např.halogenidů roste od jodu k fluoru
b) kovové hydridy,sulfidy,bromidy a jodidy přechází zahříváním na vzduchu na polárnější oxidy.
5) Všechna možná uspořádání atomů, která vyhovují podmínce vzniku pevnějších vazeb nebudou ovšem stejně pravděpodobná. Může docházet k poklesu stability vlivem tvaru a velikosti molekuly, vazebné úhly se mohou deformovat, reakci ovlivní i vazebné vzdálenosti. 6) Měnit se budou hlavně ta uspořádání, která můžeme vytvořit větším množstvím kombinací.Systémy se budou snažit vynaložit co nejméně energie, což odpovídá méně organizovanému ( uspořádanému ) stavu. Všechny uvedené principy nám dovolují předvídat směr průběhu chemických reakcí. Mohou působit proti sobě nebo se vzájemně doplňovat.
Protože všechny tyto reakce můžeme pozorovat a hodnotit z hlediska chemické energetiky - změnami energie při chemických reakcích, vznikl obor, který se zabývá energetickou stránkou soustav a změnami v nich
I.Chemická termodynamika
S její pomocí lze zjistit, zda reakce proběhne samovolně, ale nelze zjistit, zda skutečně proběhne.
Termodynamika nedává odpověd na otázku, zda bude termodynamicky výhodná reakce skutečně probíhat.

Při exergonických reakcích se energie uvolnuje, při endergonických se energie spotřebovává. Zvláštním případem jsou reakce endotermické a exotermické, kdy se jedná pouze o změnu tepla. Stav soustavy je dán ( určen ) stavovými funkcemi ( p,V,T ).
S časem zde nepočítáme.Určíme proto, zda je reakce uskutečnitelná, ale ne za jaký časový úsek proběhne. Termodynamika zde zavádí ještě další veličiny, tzv.termodynamické funkce ( závislosti ). O těch bude pojednáno v následujících kapitolách. Přechod z jednoho stavu do druhého se označuje jako termodynamický děj. Je bud vratný( reverzibilní ) nebo nevratný ( irreverzibilní ).
Je-li konstantní
teplota - izotermický děj T = kons.
tlak - izobarický děj p = kons.
objem- izochorický děj V = kons.
Je-li soustava tepelně izolovaná - adiabatický děj.
Podmínky, za kterých přechází systémy z jednoho stavu do druhého :
Předpokládá se, že existuje určitá energetická bariera, kterou musíme překonat, aby k reakci došlo. Mechanický model energeticky nevýhodný stav - po větším vychýlení se koule dostane na vrcholek.
labilní stav - koule na vrcholku. Po sebemenším impulsu se dostane do nižší polohy.
energeticky výhodný stav - V této prohlubni se může libovolně vychylovat, ale vždy se vrátí zpět. Tento její stav odpovídá stabilnímu stavu o nejnižší energii. Změny energie můžeme vyjádřit grafem.
U některých soustav stačí k reakci kinetická energie pohybujících se molekul, takové soustavy budou za normální teploty měnit svůj stav samovolně. Jiné potřebují dodat energii ve formě světla, tepla, elektrické energie atd. nebo musíme energetickou barieru snížit jinak.
Chemická termodynamika se zabývá energetickým obsahem počátečního a konečného stavu reakce, a ne už způsobem, jakým k reakci dochází. Neinformuje nás o hodnotách aktivační energie a o možnostech jejího překonání, o časovém průběhu reakce a o mechanismech průběhu. ( Tyto problémy studuje další odvětví - chemická kinetika )
Termodynamika se zabývá zákony, kterými se řídí přeměna tepelné energie v energie jiné (např.mechanickou ). Je založena na dvou hlavních větách, které jsou odvozeny ze zkušenosti ( emipiricky ).
I. VĚTA TERMODYNAMICKÁ
Zavádí stavovou funkci U - vnitřní energii. Ta je funkcí stavovou, protože charakterizuje ( popisuje ) změnu stavu soustavy. Změní-li se tato veličina, změní se stav soustavy. Tento zákon je základním zákonem fyzikální chemie.
Součet všech druhů energie v uzavřeném systému se nemění, i když tam probíhají jakékoliv procesy. Energii nelze vyrobit ani zničit. Lze ji pouze převést z jedné formy na jinou.

Vychází jako zvláštní případ ze zákona o zachování energie, který zní :
Helmholz l847 - energie se neztrácí ani nevzniká, ale jeden druh energie se mění v jiný ( součet všech energií v izolované soustavě je konstantní ).
Pro výpočet dU užíváme následující vztah :
Matematická formulace I. termodynamické věty :
dU = + Q - ( + W )

Tuto větu nelze dokázat, je odvozena ze zkušenosti. Platí pro izochorický děj v uzavřených nádobách.
Vysvětlení a odvození pojmů :
I.Vnitřní energie soustavy - U: Energie látky nebo soustavy je dána uspořádáním a pohybem jejich nejmenších částic a jejich pohybem. Vnitřní energie je obecně souhrnem všech druhů energie v dané izolované soustavě.Za určitých uvedených podmínek je dána součtem vnitřní kinetické a vnitřní potenciální energie.Závisí na p,V,T. Změna vnitřní energie systému dU se rovná teplu soustavě dodanému Q, které je zmenšeno o       práci W, kterou přitom systém vykonal. Je-li U kladné,jde o celkovou energii, kterou soustava od okolí získala v jakékoliv formě, a kterou současně okolí ztratilo. Jinak řečeno - teplo a práce, které soustavě dodáme, zvýší její vnitřní energii (teplo a práce ale stavovými veličinami nejsou ). Přechod soustavy z jednoho stavu do druhého je charakterizován i změnou dU. U závisí pouze na počátečním a konečném stavu soustavy. Tato energie se může dělit na tepelnou a netepelnou část.
W - netepelná část práce, zpravidla jde o práci mechanickou, ale i energie světelná,magnetická, elektrická.
Q- tepelná část. Je-li kladné znaménko, teplo soustava z okolí přijala, je-li záporné, soustava teplo do okolí vydala. Absolutní hodnotu U těžko zjištujeme, pro práci je však nutné znát jen změny - přírůstky dU.
Jsou -li splněny podmínky
a) neprojevuje se vliv elektrické, magnetické,jaderné nebo povrchové energie b) vnější kinetická energie, daná rychlostí pohybující se látky a vnější energie, závisející na poloze látky v prostoru jsou zanedbatelné,
pak je vzrůst teploty způsoben zvýšením rychlosti molekulárního pohybu částic látky, tj. zvýšením její vnitřní kinetické energie. Množství tepla, potřebné ke zvýšení vnitřní kinetické energie při vzrůstu teploty T o dT značíme dUk.
Při zvětšování objemu je nutné dodat teplo k překonání přitažlivých sil mezi molekulami,tj.zvýšit vnitřní potenciální energii. Toto teplo značíme dUp. Při změně objemu překonává látka odpor ( tlak ) vnějšího prostředí,vykonává objemovou práci. Tuto práci značíme W. Podle zákona o zachování energie dostaneme po dosazení rovnici:
Q = dUk + dUp + W
Shrneme-li všechny energie pod symbol U, dostaneme
Q = dU + W
Teplo = celkový přírůstek vnitřní energie soustavy + práce Z toho odvodíme, že
dU = + Q - ( + W )
II. Entalpie - tepelný obsah H
Platí pro děje izobarické v otevřených nádobách. Jde o aplikaci vnitřní energie U pro otevřenou soustavu.
dU = Qp - p(V2 - Vl) = Qp - pdV
Q = teplo, přijaté soustavou při konstantním tlaku
pdV - objemová práce, vykonaná za konst. tlaku. Soustava koná objemovou práci za konstantního tlaku, tato práce je vyjádřena změnou objemu: úpravou získáme vztah :
Qp = dU + pdV = U2 - Ul + ( pV2- pVl) = U2 + pV2- (Ul+ pVl)
Tím se zavádí nová stavová veličina - Entalpie
H = Qp = U + pV
z toho
Qp = H2- Hl = dH kde H2 = U2+ pV2 Hl = Ul+ pVl
Když se teplo uvolňuje, je dH menší než 0 a jde o reakci exotermní. Je-li větší než 0, teplo se pohlcuje, reakce je endotermní.
V = mechanická energie, rovná se práci, kterou je nutno vykonat, aby se např.určitý objem plynu vtlačil do určitého prostoru.
V .... větší než 0 ........látka koná práci, rozpíná se na úkor své vnitřní energie ( překonává vnější síly,zvětšuje objem ).
V ...menší než 0 ........objem se zmenšuje, energie je dodávána.
V ...rovno 0 ..............objem je konstantní, H závisí jen na U.
dH lze též vypočítat z hodnot energií vazeb, odvozených od spalných tepel.
Energie vazby je pro různé kovalentní vazby různá.
Kladná hodnota - energie, kterou je nutno dodat k rozštěpení určité vazby v l molu sloučeniny. Záporná hodnota - energie, která se uvolní při vzniku určité vazby v l molu sloučeniny. Čím je energie vazby větší, tím je vazba pevnější. Podobně jako U i H je obtížně zjistitelná. Není však nutné ji znát, protože nás zajímají pouze změny ( dH, dU atd. ).
Tepelná kapacita, specifické a molární teplo
Tyto pojmy je nutno odlišit od entalpie.
Tepelná kapacita je teplo, které soustava pojme, když se ohřeje o 1 oC nebo ji můžeme definovat jako teplo Q, které musíme soustavě dodat k ohřátí o dT .
Specifické teplo - je-li soustava jednotná látka nebo roztok a měření se vztahuje na lg látky.
Molární teplo - vztahuje-li se měření na l mol látky.
Reakční teplo - množství tepla, uvolněného nebo spotřebovaného při reakci. Musí být vždy vztaženo k té chemické rovnici, která daný děj popisuje. Vyjadřujeme je jako změnu entalpie dH.
Reakční teplo je teplo, které soustava přijme nebo uvolní za konstantního tlaku, proběhne-li reakce v rozsahu stechiometrických koeficientů. Je vyjádřené v dH, jednotkou je J/mol.
Druhy reakčních tepel :
slučovací teplo - při reakci vzniká l mol sloučeniny z prvků (dHosl )
spalné teplo - spaluje se l mol výchozích látek (dHosp )
Obě tato tepla mají velký praktický význam. Jejich výpočty provádíme na základě dvou termochemických zákonů.
I. termochemický zákon - l870, Lavoisier a Laplace. Teplo, které je třeba dodat k rozložení sloučeniny na prvky je stejné jako teplo, které se uvolní při vzniků téže sloučeniny z prvků. Reakční tepla přímé a zpětné reakce jsou až na znaménko stejná.
II. termochemický zákon - Hess
Reakční teplo jakékoliv chemické reakce nezávisí na způsobu přeměny výchozích látek v produkty, ale pouze na počátečním a konečném stavu soustavy.
Výpočty reakčního tepla ze slučovacích a spalných tepel :
Reakční teplo ze sluč. tepel
Součet sluč. tepel produktů minus součet sluč. tepel reaktantů
Reakční teplo ze spalných tepel
Součet spalných tepel reaktantů minus součet spalných tepel produktů
Celkové reakční teplo je dáno součtem dílčích reakčních tepel
III. Entropie - S
Podle l. zákona jsou možné všechny pochody, při kterých je dodržen princip zachování energie. V přírodě však nelze všechny tyto pochody uskutečnit. Např. Kinetická energie střely se po dopadu na zem změní na ekvivalentní množství energie tepelné, kterou se střela i místo dopadu ohřeje. Podle l. zákona by byl možný i opačný pochod, střela by se po dopadu na povrch ochladila a takto odebrané množství tepla by se změnilo v ekvivalentní množství energie kinetické, kterou by se střela zvedla do určité výšky nad zem. Takový případ však nikdy v přírodě nenastává. Proto musel být definován II. termodynamický zákon.
II. Věta termodynamická - obecná formulace
V tepelně izolovaných soustavách jsou možné jen děje, kdy entropie soustavy roste nebo zůstává stálá. Při přechodu soustavy do rovnovážného stavu nabývá entropie své maximální hodnoty. Vratné děje mohou probíhat jen při rovnovážných stavech, nevratné děje vedou soustavu od stavu nerovnovážného k rovnovážnému.
dS=dQ/dT. Jde o změnu tepelné energie v závislosti na na teplotě. dS se vždy rovná nebo je větší než 0.
Tato rovnice je matematickým vyjádřením II.termodynamického zákona.
Ten si můžeme přiblížit několika způsoby :
1. Teplo nemůže samovolně přecházet z tělesa o teplotě nižší na těleso o teplotě vyšší ( Claussius ).
2. Nelze sestrojit perpetuum mobile ( Ostwald ).
3. Podle statistické termodynamiky příroda spěje od stavů méně pravděpodobných ke stavům více pravděpodobným ( Boltzmann ). Jakékoliv změny vyjadřují pouze střední hodnoty veličin. Vzhledem o ohromnému počtu částic v soustavách běžných rozměrů však mají odvozené závislosti prakticky charakter exaktních zákonů.
Tato poslední definice pochází z oboru statistické termodynamiky, která hodonotí různé stavy jako více nebo méně pravděpodobné ( více či méně vzdálené od rovnovážného stavu ) a definuje nevratný děj. Statistický charakter tohoto zákona plyne z faktu, že chaotický pohyb molekul nelze řídit ani usměrnovat lidským činitelem. Maxwellův démon: Nádoba obsahuje plyn v rovnovážném stavu a je rozdělena na dvě části přepážkou a padacími dvířky.Tato dvířka by ovládala bytost, zvaná Maxwellův démon. Jeho úkolem je otevřít dvířka v případě, že se k nim blíží molekula o vyšší rychlosti z jedné strany nebo molekula pomalejší z druhé strany. Tím by se podařilo shromáždit pomalé a rychlé molekuly do dvou částí nádoby a soustava by se dostala ze stavu více pravděpodobného (rovnoměrné rozdělení teploty) do stavu méně pravděpodobného ( nestejné teploty ). Došlo by k narušení 2.termodynam. zákona. Vztáhneme - li tento zákon a z něj plynoucí princip nárůstu entropie na celý vesmír ( pokládáme-li celý vesmír za izolovanou soustavu ), lze dojít k názoru o tepelné smrti vesmíru. Entropie vyjadřuje stupen neuspořádanosti systému. Údaje o entropii organ. sloučenin nejsou většinou známy a vypočteny. Opět nás zajímají pouze kladné či záporné změny entropie. Odhadujeme proto, zda při určitém ději dochází ke vzrůstu nebo k poklesu entropie. Užíváme pravidlo :
Entropie systému roste, když :
a) z krystalů se stává amorfní látka
b) z tuhé fáze kapalina
>c) z tuhé fáze plyn
d) z méně částic více částic
e) z cyklického útvaru systém acyklický
IV.Gibbsova energie - G
Protože v průběhu reakcí dochází většinou k výměně tepla s okolím ( soustava není izolovaná ), musí být zavedena další veličina, která by tomu odpovídala. Touto veličinou je Gibbsova energie, která vyjadřuje samovolnost reakce při konst.tlaku a teplotě. Matematicky je definována vztahem dG = dH - TdS
Samovolné děje směřují k minimální hodnotě G. V soustavě za konst. teploty a tlaku probíhá samovolně reakce, pro kterou dG je menší než 0.
Vliv entalpie a entropie na průběh reakce
O průběhu reakce rozhoduje velikost rozdílu G mezi produkty a výchozími látkami.
l.dH < 0 dS > 0 Obě hodnoty působí ve prospěch průběhu reakce.
2. dH > 0 dS= 0 dS < 0
Hodnoty působí v neprospěch průběhu reakce
3. dH < 0 dS < 0 Faktory působí proti sobě a lze těžko rozhodnout, který převládne.
4. dH > 0 dS > 0
Faktory působí proti sobě a lze těžko rozhodnout, který převládne.
Předpovídání průběhu chemických reakcí
> Ze vztahu dG = dH - TdS vyplývá:
1. Je-li H menší než nula (endotermický děj ) a dS menší než 0, je G vždy větší než 0. Reakce v daném směru neprobíhá a ani změnou teploty nedosáhneme, aby probíhala samovolně.
2. Je-li dH menší než 0 ( exotermický děj ) a dS větší než nula, je dG vždy menší než 0. Reakce v uvažovaném směru samovolně probíhá nezávisle na velikosti teploty.
3. Je-li dH a dS větší než nula, může být dG kladné i záporné, v závislosti na teplotě. Reakcebude probíhat samovolně pouze za podmínky TdS větší než dH kdy dG bude záporné.
4. Je-li dH a dS menší než nula, může být dG kladné nebo záporné. Reakce bude samovolná tehdy, když absol.hodnota dH je větší než abs. hodnota TdS, kdy dG je záporné.
5. Je-li dH rovno TdS, je dG rovno nule a reakce je v rovnováze.
Z těchto poznatků plyne, že některé druhy reakcí můžeme ovlivnit teplotou.
2. KINETIKA
Jak už bylo řečeno, chemické reakce můžeme sledovat podle různých hledisek. Termodynamika - (chemická energetika) je zkoumá z energetického hlediska. Chemická kinetika zkoumá :
a) rychlost chem.reakcí, reakční mechanismy
b) podmínky, které reakce ovlivnují
c) vznik aktivovaného komplexu ( uspořádání, které má v průběhu reakce nejvyšší potenciální energii ).
V reakční kinetice můžeme reakce rozdělit na :
l. izolované - probíhají osamoceně
2. simultánní - současné. Ty můžeme dále rozdělit na:<
a) zvratné, které předpokládáme u všech reakcí, které dospějí do rovnovážného stavu.
b) bočné, z výchozích látek vznikají produkty různé.
c) následné - produkt reakce je výchozí látkou látkou reakce následující.
Sem řadíme i reakce řetězové ( tři fáze, iniciace propagace a terminace).
Sledování reakčního mechanismu a skutečný průběh reakcí
Podrobný průběh reakce i mezistupně, které se běžně nezapisují, nazýváme reakční mechanismus. Sledujeme ho různým způsobem :
a) užití izotopů
b) kinetická metoda
Experimentálně zde sledujeme závislost reakční rychlosti na koncentraci výchozích sloučenin, kdy reakční rychlost je úbytek výchozí nebo přírůstek vznikající sloučeniny za čas.jednotku. Zá  visí na koncentraci výchozích sloučenin. Ale ne vždy a na všech.
Reakční rychlost
Je dána časovým úbytkem látkového množství kterékoliv výchozí látky nebo přírůstkem látkového množství kteréhokoliv produktu reakce, děleného stechiometrickým koeficientem této látky. Aby bylo možné rychlost spolehlivě určit, musíme definovat pojem reakční rychlost tak, aby nezávisela na stechiometrických koeficientech reagentů. Proto nesmíme počítat s úbytkem reagentů nebo s přírůstkem produktů, ale k výpočtu použijeme podíl úbytku nebo přírůstku látkového množství a příslušného stechiometrického koeficientu. U reakcí v roztoku ji můžeme vyjádřit změnou koncentrace dc ( dc = dn/V ) - změna látkového množství v celkovém objemu.
Rychlost reakce je přímo úměrná součinu okamžitých koncentrací výchozích látek. Je vyjádřena konstantou úměrnosti k, která závisí na teplotě a nazývá se rychlostní konstanta Ta je vyjádřena kinetickou rovnicí, která vyjadřuje vztah mezi koncentracemi reagujících látek a reakční rychlostí dané reakce. Říká, že reakční rychlost dané reakce v jakémkoliv okamžiku je přímo úměrná koncentraci dosud nezreagovaných výchozích látek. Kinetické rovnice jednotlivých reakcí získáme pouze analýzou experimentálních údajů.
Rychlostní konstanta
v = k . / A / . / B /
tento vztah se zjištuje experimentálně, měněním koncentrace jedn. výchozích látek.
k = rychlostní konstanta, závisí na teplotě,informuje nás o rychlosti reakce, čím je vyšší, tím je reakce rychlejší. Udává i aktivační energii. Když stanovíme rychlostní konstanty při různých teplotách, můžeme vypočítat i hodnotu aktivační energie.
Závislost reakční rychlosti na teplotě :
Rychlost chemické reakce lze ovlivnit teplotou. Závislost je většinou velmi jednoduchá. Platí , že při vzrůstu teploty o l0oC vzroste reakční rychlost 2x až 4x. Toto pravidlo je přibližné. Přesně tuto závislost definoval Arrhenius :
Arrheniův zákon:
Chemická reakce závisí na koncentraci látek a na zákoně Arrheniově.V jejich rámci je charakterizována za stálé teploty - rychlostní konstantou k při proměnné teplotě - faktorem A a aktivační energií Ea. Vzorec ukazuje Arrheniovu závislost rychl.konstanty na dalších parametrech.
k = A.eEa/RT

Ea = Arrheniova aktivační energie reakce = základ přirozeného logaritmu
R = plynová konstanta ( 0,08206 l . Pa / K .mol ) Její rozměr je J/K.mol
T = teplota v Kelvinech
O teplotní závislosti rychlostní konstanty a tím i o rychlosti celé reakce rozhoduje převážně hodnota exponentu. Vzroste-li teplota,klesá hodnota exponentu a rychlost reakce roste. Fyzikální výklad této rovnice plyne ze Srážkové teorie reakční rychlosti Látky mohou spolu reagovat jen tehdy, jsou - li při vzájemné srážce vhodně prostorově orientovány a mají-li dost kinetické energie. Jinak srážky účinné nejsou.
Aktivační energie Ze samotných termodynamických dat nelze usoudit,že reakce opravdu proběhne. Částice musí navíc překonat určitou energetickou barieru ( aktivační energii ) .
Aktivační komplex Teorie srážek je však příliš hrubým modelem chemického děje a existují případy, které touto teorií vysvětlit nelze. Byla proto zavedena podrobnější teorie Teorie aktivovaného komplexu. Jde vlastně o popis nestálého meziproduktu. Lze jej definovat asi takto :
Soustava částic, účastných na elementárním chemickém ději přechází z počátečního uspořádání výchozích látek plynule do uspořádání konečného, které odpovídá reakčním produktům. Prochází uspořádáním přechodným, které označujeme jako kritické. Dosáhne-li ho, proběhne další chemický děj velmi pravděpodobně do konce. Každá molekula konečných látek musí projít tímto aktivovaným komplexem, takže reakční rychlost je přímo úměrná počtu aktivovaných komplexů za jednotku času ( rychlost rozkladu aktivovaných komlexů ). Aktivační komplex se bud rozpadne na výchozí látky nebo vzniknou vazby nové. Tento komplex představuje přechodnou, nestálou sloučeninu reagujících látek, která vznikla pohlcením aktivačního tepla, došlo zde k přeskupení vazeb a k přesunu energie mezi molekulami.
Katalyzátory
Jsou to látky, které ovlivňují rychlost chemických reakcí. Reakce se účastní, ale přitom se nespotřebovávají a po ukončení reakce zůstávají prakticky chemicky nezměněny. Katalyzátory zrychlují průběh chemické reakce tím, že snižují její aktivační energii.
Katalyzované reakce - reakce, probíhající za přítomnosti katalyzátorů.
Druhy katalyzátorů :
Katalyzátorem mohou být různé látky, kovy, oxidy, zásady, soli a jiné látky, a to ve skupenství plynném, kapalném i tuhém.
a) heterogenní-kontaktní katalýza (reagující látka a katalyzátor nejsou ve stejném skupenství ) probíhá nejčastěji na povrchu tuhého katalyzátoru. Tím může být například platina, nikl, měď, různé slitiny. Reakce probíhá pouze na určitých místech katalyzátoru, kterým říkáme aktivní centra.
b) homogenní katalýza - reagující látka i katalyzátor jsou ve stejném skupenství
Aktivátory - účinnost katalyzátoru můžeme zvýšit přídavkem látek,které nemají katalytické účinky, ale aktivují vlastní katalyzátor.
   Inhibitory - snižují účinnost katalyzátoru. Někdy se značí jako katalytické jedy. Existují však též katalyzátory negativní - inhibitory, které zpomalují chemické reakce. I ty se v chemické výrobě mohou použít. Samovolný rozklad peroxidu vodíku lze zpomalit přidáním močoviny, inhibitory koroze jsou například chroman draselný nebo dusitan sodný.
Řád reakce - u jednoduchých izolovaných reakcí se řád reakce rovná součtu stechiometrických koeficientů v rovnici. Nejpomalejší stupen reakce určuje její konečnou rychlost. Molekularita reakce - kolik částic zahrnuje reakční mechanismus. Nejčastěji jde o mono nebo bimolekulární reakce.
Chemické rovnováhy
Všechny chemické reakce probíhají až do ustanovení chemické rovnováhy - rovnovážného stavu. Ten se ustavuje různou rychlostí ve všech chemických soustavách. Jde o rovnováhu - rychlost přímé reakce se rovná rychlosti reakce zpětné. Posun může být ve prospěch jedné i druhé strany rovnice.
Chemická rovnováha je takový děj, kdy se v reakčním systému již nemění koncentrace výchozích látek a produktů. Tento stav je definován rovnovážnou konstantou a rovnice vyjadřuje matematicky
Guldberg - Waagův zákon
Rovnovážná konstanta: Při chemické reakci v uzavřeném systému se ustaví rovnováha, která je charakterizována rovnovážnou konstantou K ( viz též chemické rovnice).
A + B = C + D

         /C/ . /D/
K = -----------
     /A/ . /B/
Do poměru se tato množství dávají proto, že poměrné hodnoty vyjádří obecněji vzájemné vztahy mezi výchozím a konečným množstvím.
Je-li K > 1......... převládají reakční produkty
K < 1......... převládají výchozí sloučeniny
K = 1......... zastoupení ve stejné míře
Platí za podmínek, že reagující sloučeniny jsou ve stechiometrických poměrech. Je-li některé nadbytek, dojde k ovlivnění reakční směsi.Jsou-li udány i stechiometrické koeficienty, pak rovnice pro konstantu vypadá takto:
 aA + bB = cC + dD

Kc = cc/C/r . cd/D/r / ca/A/r . cb/B/r
Kc je bezrozměrné číslo, protože užíváme relativní koncentrace látek. Jde o nepojmenovaná čísla, která mají význam číselné hodnoty molárních koncentrací v mol/dm3. Značíme malým r za závorkou. Dojde-li ke změně reakčních podmínek ( změna koncentrace vých. látky, atd.) dojde k porušení původní rovnováhy, ale po určité době se ustaví rovnováha nová, která má odlišné hodnoty rovnovážných koncentrací výchozích látek a produktů, ale rovnovážná konstanta zůstane stejná. Je to vyjádřeno v zákoně Le Chatelier - Braun Porušení chemické rovnováhy vnějším zásahem - akcí - vyvolá děj - reakci - , který směřuje ke zrušení účinku tohoto zásahu, který chemickou rovnováhu porušil.Tuto rovnovážnou konstantu, která určuje, v jakém rozsahu reakce probíhá, lze zjistit analýzou reakční směsi po ustavení rovnováhy. Lze ji též vypočítat z Gibbsovy energie.
-dG = RT . lnK
úbytek této energie je závislý na teplotě a rovnovážné konstantě. R = plynová konstanta, její rozměr je J / K.mol Čím zápornější bude dG, tím větší bude lnK, tedy i K.
Bude-li hodnota K velice malá, nelze reakci uskutečnit.
Pro výpočet K z rovnice musíme znát dG. Tu vypočítáme ze vztahu
dG = dH - TdS
Rychlost ustavení rovnováhy můžeme ovlivnit:
a) teplotou a časem
Rovnovážná konstanta závisí na teplotě a může nabývat hodnot od 0 do nekonečna. Čas k dosažení rovnováhy se liší, od zlomků sekund do sta a více hodin.
b) ovlivnění katalyzátorem :
Rychlost ustavení rovnováhy lze ovlivnit katalyzátorem, nejčastěji kyselinou nebo zásadou, hodnota K se nezmění !!!!!
Změny při ovlivnění rovnovážné směsi.
Změna koncentrace reaktantů - při zvýšení koncentrace jedné z výchozích látek se vždy zvyšují rovnovážné koncentrace produktů a současně se snižuje koncentrace druhé výchozí látky.
Změna teploty
Rovnovážná konstanta závisí na teplotě.
a) při reakci exotermické při zvýšení teploty vzroste v nové rovnováze koncentrace výchozích látek. Nová K bude menší než původní. Dojde-li ke snížení teploty, vše je naopak.
b) při reakci endotermické při zvýšení teploty vzrostou v nové rovnováze koncentrace produktů a K nová bude větší. Při snížení teploty je to naopak. Souhrn vlivu podmínek na stupeň přeměny:
                                  
přidání výchozí látky  posun ve směru produktů
odebírání produktu posun ve směru produktů
snížení tlaku ( zředění soustavy ) posun ve směru většího počtu částic
zvýšení tlaku ( zahuštění soustavy ) posun ve směru menšího počtu částic
zvýšení teploty posun ve směru endotermické reakce
snížení teploty posun ve směru exotermické reakce
Le Chatelierův princip má obecnou platnost.
Vliv teploty:
Snížení teploty - při snížení teploty se soustava snaží toto ochlazení vyrovnat tím, že začne probíhat reakce k vybavení tepla, které vede až k dosažení nové rovnováhy.
U reakcí exotermických rovnováha se posune směrem k produktům.
U reakcí endotermických směrem k výchozím látkám.
Zvýšení teploty - začne probíhat reakce, která teplo spotřebovává až do dosažení nové rovnováhy.
U reakcí exotermických se proto posune rovnováha směrem k výchozím látkám. Snižuje se výtěžek, ale roste rychlost reakce.reakcí
U reakcí endotermických jde o posun rovnováhy směrem k produktům.
Změna koncentrace:
 Proběhne ta reakce, která vede alespoň k částečnému spotřebování přidané látky, nebo k vytvoření látky odebrané ( chybějící ).Mezi látkami, jejichž koncentrace převyšují rovnovážné koncentrace, bude reakce probíhat tak, aby se jejich koncentrace snížily na koncentrace rovnovážné.
Změna tlaku:

Toto ovlivnění rovnovážného stavu se uplatní pouze u systémů, kde se vyskytují plynné složky a tato změna je jen zvláštním případem změn koncentrace. Jestliže se při reakci v plynné fázi objem nemění, neovlivní tlak výtěžek reakce.

Zvýšení tlaku ( za konst.teploty ) - mají-li produkty menší objem než výchozí látky, jde o posun směrem k produktům.
Zvýšení tlaku( za konst.teploty ) - mají-li produkty větší objem než výchozí látky, jde o posun k výchozím látkám.
Snížení tlaku ( za konst.teploty ) - jde o posun směrem k produktům.
Snížení tlaku ( za konst.teploty ) - jde o posun směrem k výchozím látkám, protože tím se objem plynné fáze zvětšuje.


Nejznámější druhy chemických rovnováh

l.acidobazické
2. redoxní
3. srážecí
4. komplexotvorné
Acidobazické rovnováhy Jde vždy o reakci mezi kyselinou a zásadou. Existují dva základní typy :
a) rovnováhy, ustavené v samotném rozpouštědle, jde o autoprotolýzu amfoterní částice / H2O + H2O = H3O+ + OH- NH3 + NH3 = NH4+ + NH2-
doprava jde o protolýzu, opačným směrem o neutralizaci. Připomenme si látku prvního ročníku, kde se mluvilo o konjugovaných kyselinách a zásadách.
Konjugovaný pár kyselina - vodíkový proton === > zásada, odštěpením protonu z kyseliny vzniká její konjugovaná zásada.
Příklad :
CH3COOH <----> CH3COO- + H+ \  konjugovaná zásada od kyseliny octové
uvolněný vodíkový proton ihned reaguje s některou basickou částicí, např. rozpouštědlem a vzniká konjugovaná kyselina
H+ + H2 O <----> H3O+ \konjugovaná kyselina od vody, která zde má funkci zásady.; CH3COOH + H2O <----> CH3COO- + H3O+                      

          konjugovaná        / zásada            \ kyselina
Tyto reakce jsou zvratné.

Síla kyselin záleží na tom, jak snadno může kyselina odštěpit proton. Silné kyseliny proton uvolňují velmi lehce, např. kyselina sírová nebo dusičná. Slabé kyseliny uvolňují proton velmi nesnadno, jejich roztok je méně kyselý než roztok kyselin silných. Silné zásady poutají proton velmi pevně, slabé zásady slabě.
Disociační konstanta vody Přesným měřením při dané teplotě bylo zjištěno, že přibližně na každou polovinu miliardy nedisociovaných molekul vody je jedna molekula vody disociovaná.
           H2O <----> H+ + OH-
Z toho plyne, že v jednom litru vody je obsaženo asi 0,000000l g = l0-7g = l0-7 molu vodíkových iontů. Pro vodík platí, že 1 mol váží 1 g. To zapisujeme :
[ H+] = 10-7 mol/l.  Vodíkový kation nemůže ovšem v roztoku volně existovat a váže se na nejbližší molekulu vody podle rovnice :
H+ + H2O ----> H3O+
Tvoří tak tzv. oxoniový, podle staršího názvosloví hydroxoniový ion.
Disociace vody pak probíhá podle rovnice :
2 H2O --- > H3O+ + OH- Pro chemicky čistou vodu při dané teplotě platí :
[ H+ ] = [ OH-] = l0
-7mol/dm3 = 10-7mol/l
Součin koncentrací těchto iontů je dán vztahem
[ H+] .[ OH-] = l0-l4mol2/dm6 = 10-14mol2/l2
Tento součin se nazývá iontový součin vody a je při dané teplotě konstantní. Značime ho Kv. Disociační konstanta vody /Kvody/ = 1
K vyjádření koncentrace vodíkových iontů byl zaveden pojem :
Definice :pH = záporně vzatý logaritmus (exponent) koncentrace vodíkových iontů v roztoku. S jeho pomocí můžeme potom roztoky rozdělit na :
a) kyselé - pH < ( koncentrace vodíkových iontů je menší než l0-7 )
b) neutrální - pH = 7( koncentrace vodíkových iontů je rovna l0-7 )br> c) zásadité - pH > 7( koncentrace vodíkových iontů je větší než l0-7 )
Má-li roztok pH = 3, je jeho koncentrace vodíkových iont l0-3. mol-l. Současně je touto hodnotou udána i koncentrace OH- iontů v roztoku ( dopočítáme do l4 ).
POZOR při snížení pH o 1 vzroste kyselost roztoku při snížení pH o 2 vzroste kyselost roztoku 100x, při snížení pH o 3 vzroste kyselost roztoku 1000x Toto vše platí i pro roztoky zásadité.
Kyselost roztoků je dána přebytkem vodíkových iontů v roztoku. Zásaditost roztoků je dána přebytkem OH- iontů v roztoku. Hodnota součinu H+iontů a OH-iontů musí být ve všech roztocích stejná. Zvýší-li se koncentrace jedné složky, musí klesnout koncentrace složky druhé. U acidobazických rovnováh se rovnovážná konstanta nazývá disociační konstanta. Její hodnota charakterizuje kyselost nebo zásaditost látky ve vodě.

Protože rovnovážná konstanta vody je konstantní, můžeme ji škrtnout v rovnici zanedbat. Hodnota disociační konstanty udává sílu kyseliny nebo zásady za dané teploty. Čím je větší, tím je látka silnější kyselinou nebo zásadou. Závisí na teplotě. Podle velikosti disociační konstanty dělíme kyseliny na:
silné -H2SO4,
střední CH3COOH
slabé H3PO4 3-
Ks neboli součin rozpustnosti
Udává pro danou teplotu maximální hodnotu, jaké součin koncentrace iontů může dosáhnout a umožňuje vypočítat rozpustnost látky nebo z udané rozpustnosti vypočítáme součin rozpustnosti. Jde-li o reakce srážecí, kdy vzniká sraženina, nazýváme tuto rovnováhu rovnováhou srážecí. Z hodnoty Ks poznáme rozpustnost soli. Čím je Ks menší, tím je sraženina méně rozpustná a v roztoku je méně iontů.
Tabulka rozpustnosti některých látek    
dusičnany všechny jsou rozpustné
všechny chloridy mimo Ag, Hg, Pb jsou rozpustné
všechny sírany mimo Ca,Sr,Ba,Hg,Hg,Hg2,Pb,Ag jsou rozpustné
hydroxidy mimo alkal.kovů, Sr a B´(OH)2 jsou nerozpustné
uhličitany mimo alk.kovy jsou nerozpustné
sulfidy mimo alkal.kovy,alkal.zeminy a amonné sulfidy jsou nerozpustné

Je-li některý z iontů přidávaného roztoku ve směsi již přítomen, potlačí rozpustnost přidávané soli. >Např. AgCl se hůře rozpouští v AgNO3 nebo v NaCl než ve vodě. Naopak každá složka roztoku, která může reagovat s přidávanými ionty soli zvýší její rozpustnost, protože sníží koncentraci volných iontů.

3. Redoxní rovnováhy
V jejich průběhu se mění oxidační čísla některých částic reagujících látek.Redoxní chování není ale absolutní. Vodík i kyslík mohou být jak redukční, tak oxidační činidla. Vedle oxidace musí proběhnout vždy redukce, aby b yl zdroj i příjemce elektronů. Každý redoxní děj se dá rozdělilt na 2 dílčí reakce, dva redox páry. Reakce probíhá až do ustavení rovnovážného stavu.Elektrické potenciály
Standardní potenciály a oxidačně - redukční potenciály Ponoříme-li železnou desku do vody,účinkem polárních molekul vody se z krystalické struktury kovu odštěpí určité množství iontů Fe2+ a přejde do vody. Kov získá nadbytek elektronů, nabije se záporně a vodný roztok kladně. Záporný náboj, který se vytvořil na kovové desce, však začne zpětně přitahovat ionty, které přešly do roztoku. Tím se za čas ustanoví rovnováha. Kolik iontů se z kovu uvolní, tolik se jich tam vrátí zpět. Současně se na povrchu kovu vytvoří tzv. elektrická dvojvrstva, složená z kladných a záporných nábojů. S podobným dějem se setkáme, vložíme-li kov místo do vody do roztoku soli tohoto kovu. V tomto případě mohou též přecházet ionty kovu do roztoku, i když v menší míře.Je-li však koncentrace iontů v roztoku dostatečně velká a snaha kovu ionty do roztoku uvolňovat malá, potom se naopak část iontů z roztoku vyloučí na povrchu kovu. Kov se přitom nabije kladně, roztok ( protože obsahuje více aniontů ) záporně. Mezi kovem a roztokem vznikne určitý potenciálový rozdíl, který označujeme jako elektrodový potenciál daného kovu. Jeho velikost můžeme i vypočítat.
Standardní potenciál Potenciál kovu v roztoku, ve kterém se koncentrace iontů rovná jedné. Jeho hodnota může být mírou schopnosti kovu přecházet do stavu iontů elektrolytu. Tato schopnost má rozhodující vliv na jeho chemickou aktivitu při reakcích v roztoku. Absolutní hodnotu standardního potenciálu kovu experimentálně určit nemůžeme, můžeme však měřit potenciálové rozdíly mezi elektrodami z různých kovů. Například mezi elektrodou zinkovou a měděnou, které jsou ponořeny do roztoků solí svých kovů, vzniká potenciálový rozdíl, který můžeme změřit voltmetrem. Takové zařízení může být zdrojem elektrického proudu a nazývá se galvanický článek. Beketova řada kovů Elektrodové potenciály jednotlivých kovů musí být s něčím porovnávány. Za porovnávací elektrodu byla zvolena vodíková elektroda, jejíž potenciál byl konvenčně stanoven nula. Elektrochemická řada potenciálů ( napětí ) důležitých kovů (vzhledem k vodíkové elektrodě)
 Na, Mg, Al, Zn, Fe, Co, Ni, Pb, H Sb, Bi, Cu, Ag, Pd, Hg, Pt, Au
V některé literatuře jsou potenciály např.Ag a Hg uváděny v jiném pořadí. Tato řada je někdy je označována jako Beketova řada kovů.
Nejelektropozitivnější kovy ( alkalické kovy a zeminy ) mají nejelektronegativnější elektrodové potenciály. Jsou od vodíku nalevo. Napravo jsou tzv. kovy ušlechtilé, které tvoří kationty neochotně ( mají elektropozitivitu slabou ).
Platí : Čím negativnější je hodnota ele ktrodového potenciálu kovu, tím větší má kov snahu přecházet do roztoku jako kation. Z toho plyne, že méně ušlechtilé kovy ( s negativnějším potenciálem ) budou z roztoku vytěsňovat ionty kovu ušlechtilejšího ( s pozitivnějším potenciálem) a samy budou do roztoku přecházet jako ionty.
Příklad: Působíme-likovovým zinkem na vodný roztok síranu měďnatého, z roztoku se vyloučí měď a zinek se rozpouští. mso-bidi-font-size:10.0pt'>Podobné je to s vytěsňováním vodíku. Všechny kovy s negativním potenciálem mohou vytěsňovat vodík z roztoků s dostatečnou koncentrací oxoniových kationtů, ve kterých je potenciál vodíkové elektrody roven téměř nule. Proto se tyto kovy rozpouštějí ve vodných roztocích silných kyselin za současného vyvíjení vodíku. Na rozpouštění kovů s pozitivním potenciálem se užívají kyseliny, které mají výrazné oxidační vlastnosti, například kyselina dusičná, koncentrovaná kys. sírová nebo lučavka královská Pozor U mnohých neušlechtilých kovů je vývin vodíku při styku s vodou brzděn tím, že se na povrchu těchto kovů vytváří vrstvička oxidu ( Al, Zn ...).
Oxidačně - redoxní potenciály
Ponoříme-li do vodného roztoku, který obsahuje ionty kovu ve dvou oxidačních stupních, např. ionty železnaté a železité, platinový plíšek, nabije se tento vůči roztoku na určitý potenciál. Zkombinujeme-li takto vytvořenou elektrodu s jinou, nastane na ní buď oxidace Fe2+ na Fe3+ nebo naopak redukce Fe3+na Fe2+. Průběh reakce závisí na tom,zda bude platinová elektroda v článku kladná nebo záporná. Tato elektroda se od kovových elektrod liší tím, že se sama na reakcích neúčastní, ale jen zprostředkuje výměnu elektronů mezi ionty. Podobně jako kovy se mohou i oxidačně - redukční soustavy sestavit podle stoupajících hodnot svých standardních potenciálů do řady, která může být doplňkem řady napětí kovů.Čím má soustava potenciál pozitivnější, tím je energičtějším oxidačním činidlem a naopak.

4) Koordinační - komplexní sloučeniny

Komplexní sloučeniny jsou molekuly nebo ionty, kdy na atom nebo ion - centrální částici - jsou koordinačně kovalentní vazbou navázány další molekuly nebo ionty - ligandy - tak, že jejich počet převyšuje oxidační číslo centrální částice. Centrální částice jsou nejčastěji tvořeny atomy nebo ionty přechodných prvků, které jsou příjemci ( akceptory ) volných el. párů od ligandů ( donorů ). Koordinační číslo udává počet jednovazných ligandů. Jde vlastně o počet sigma vazeb, tvořených ve vnitřní sféře komplexu centrálním atomem.
Prvky 2.periody s orbitaly s a p ho mohou mít max. 4 (sp3 ).
Prvky 3.a 4.periody s volnými orbitaly d max. 6.
U dalších period 8 i více. Nejpočetnější skupinu tvoří komplexy s č.4 a 6,méně často 2 a 8,vyjímečně 3,5 a vyšší než 8.
Prostorový tvar popisujeme hybridním stavem dané částice.
Ligandy můžeme rozdělit na silné a slabé donory. Z toho plyne tzv.teorie ligandového pole.
Teorie ligandového pole

Jde o změnu uspořádání elektronů valenční vrstvy centrálního atomu vlivem ligandu. Elektronová hladina centrálního atomu se rozštěpí na dvě hladiny různé energie.. Vznik těchto nových hladin umožnuje přeuspořádat elektrony za současného zisku energie, která zvyšuje stabilitu útvaru. Ligandy mohou být silné nebo slabé donory. Silné donory ( silné ligandy )poskytují snadno nesdílený elektronový pár a vytvářejí okolo sebe silné ligandové pole. V tomto poli se orbitalová hladina centrálního atomu rozštěpí na dvě hladiny různé energie.Toto rozdělení d hladin je tak velké, že elektrony zaplní přednostně nižší hladinu před vyšší, protože energeticky výhodnější je spárování elektronů na nejnižší hladině energie. Dojde k porušení Hundova pravidla. Hodnotě snížení energie při štěpení hladin říkáme energie stabilizační, protože přispívá ke stabilizaci komplexu. Proto jsou komplexy se silnými ligandy stabilnější. Slabé donory ( slabé ligandy ) mají malou snahu sdílet své elektrony, rozdělení na dvě skupiny d-hladin je málo výrazné a vznikne uspořádání s nepárovými elektrony. mso-bidi-font-size:10.0pt'>Příklad slabých ligandů : halogeny-, OH- , CO42- NH3, NO2-, CN-

Mezi komplexy patří též :
a) hydráty solí - aquakomplexy
b) sendvičové komplexy jde o cyklické nenasycené uhlovodíky, které tvoří s ligandy neutrální komplexy. Např. dibenzenchrom, ferrocen ( pentadienylželezo ). Organický ligand je na centrální kov připojen delokalizovanými Pí orbitaly.
c) biologické komplexy porfyriny - jde o substituované porfiny. Nejznámější jsou : Hemoglobin - Fe, chlorofyl - Mg, cyanocobalamin - má obměněnou strukturu - Co

Redoxní rovnováhy
Jde o takové děje, kdy se mění během reakce oxidační čísla některých částic reagujících látek. Redoxní chování látek není absolutní. Záleží např. na vlastnostech látky, s níž daná látka reaguje Každý redoxní děj můžeme formálně rozdělit na dvě dílčí reakce, dva redoxní páry. V jedné dílčí reakci určitá část elektrony přijímá,dochází k její redukci, jde o oxidační činidlo. V druhé dílčí reakci se naopak elektrony uvolňují, dochází k oxidaci, jde redukční činidlo. Redoxní děje probíhají vždy do rovnovážného stavu. Obecně mluvíme o redoxních rovnováhách.