201. Reakčné teplo: závisí od aktivačnej energie súvisí s rýchlosťou chemickej reakcie je teplo, ktoré si reakčná sústava vymieňa s okolím závisí od spôsobu , akým prebieha chemická reakcia.
202. Hodnota reakčného tepla závisí: len od typu reagujúcich látok od veľkosti styčnej plochy reaktantov od aktivačnej energie od počiatočného a koncového energetického stavu reakcie.
203. Podľa 1. termochemického zákona pre reakčné teplo platí: reakčné teplo priamej a spätnej reakcie je podľa zákona zachovania energie vždy rovnaké reakčné teplo priamej a spätnej reakcie je až na znamienko rovnaké reakčné teplo priamej a spätnej reakcie je rovnaké ako reakčné teplo čiastkových reakcií reakčné teplo vypočítame z rozdielu energií.
204. Podľa Hessovho zákona platí: reakčné teplo nezávisí od mechanizmu chemickej reakcie reakčné teplo priamej reakcie sa rovná súčtu reakčných tepiel čiastkových reakcií, ktorými daný produkt vzniká reakčné teplo nezávisí od teploty reaktantov reakčné teplo priamej a čiastkovej reakcie sa líši len znamienkami.
205. Entropia: je kvantitatívnou mierou nevratnosti, resp. samovoľnosti chemického deja je mierou neusporiadanosti systému izolovaného systému pri spontánnych chemických reakciách narastá, ΔS>0 chemický dej sa uskutočňuje spontánne v prípade keď ΔS<0.
206. Ak pre danú reakciu je ΔH>0, potom platí hodnota aktivačnej energie je nízka produkty reakcie sú stabilnejšie reaktanty sú stabilnejšie produkty majú slabšie väzby ako reaktanty.
207. Pri exotermických reakciách: reakčné teplo píšeme so znamienkom mínus, pretože reaktanty majú nižšiu energiu ako produkty píšeme ΔQ<0, pretože produkty majú nižšiu energiu ako reaktanty produkty sú stabilnejšie stabilita reaktantov a produktov je rovnaká, líšia sa len energiou.
208. Pre entropiu kryštalického KCl a roztoku KCl platí: entropia kryštálov KCl je nižšia ako entropia roztoku KCl entropia roztoku KCl je rovnaká ako entropia KCl v roztoku entropia KCl v roztoku je nižšia ako entropia kryštálov KCl nedá sa určiť.
209. Vyberte exotermické rovnice: 4NH3(g) + 5O2(g) = 4NO(g) + 6H2O(g) ΔH=-906kJ/mol 2CO + O(g) = 2CO2(g) +556kJ CaCO3(g) + 178kJ = CaO(g) + CO2(g) 2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l) +571,6kJ.
210. Pre endotermické reakcie platí: reaktanty chemických reakcií sú nestabilnejšie ako produkty produkty endotermických reakcií sú nestabilnejšie ako reaktanty pri endotermických reakciách musíme energiu dodať energia väzieb v produktoch endotermických reakcií je menšia ako v reaktantoch.
211. Pre endotermické reakcie platí: všetky endotermické reakcie prebiehajú samovoľne sú to len protolytické reakcie produkty endotermických reakcií majú nižšiu potenciálnu energiu ako reaktanty produkty endotermických reakcií majú vyššiu potenciálnu energiu ako reaktanty.
212. Pri exoterickej reakcií: je potenciálna energia reaktantov vyššia ako potenciálna energia produktov je potrebná vysoká hodnota aktivačnej energie je potenciálna energia reaktantov nižšia ako potenciálna energia produktov sa reakčné teplo vypočíta ako rozdiel potenciálnych energií produktov a reaktantov.
213. Pre entropiu kryštalického KCl a roztoku KCl platí: entropia kryštálov KCl je nižšia ako entropia roztoku KCl entropia kryštalického KCl je rovnaká ako entropia KCl v roztoku entropia KCl v roztoku je nižšia ako entropia kryštálov KCl kryštál KCl má väčšiu usporiadanosť, preto má nižšiu hodnotu entropie.
214. Samovoľne môže prebiehať reakcia, v ktorej: stúpa entropia (ΔS>0) a Gibbsova energia má záporné znamienko (ΔG<0) klesá entropia a Gibbsova energia má kladné znamienko pôsobí enzým s využitím energie ATP aktivačná energia má veľmi vysokú hodnotu .
215. Predpokladom priebehu chemickej reakcie je: aktívna zrážka medzi časticami reaktantov primeraná kinetická energia reagujúcich častíc veľkosť častíc do 100nm vhodná orientácia častíc pri zrážke.
216. Aktivačná energia: je daná rozdielom potenciálnej energie reaktantov a produktov je daná rozdielom potenciálnej energie prechodového komplexu a reaktantov je daná rozdielom potenciálnej energie prechodového komplexu a produktov závisí od reakčného tepla.
217. Rýchlosť chemickej reakcie: vypočítame pomocou energetickej bilancie chemického deja v=Δt/Δc v=Δc/Δt má jednotku mol*dm^-3*s^-1.
218. Podľa Guldbergovho-Waageho zákona: rýchlosť chemickej reakcie je priamo úmerná súčtu molárnych koncentrácii reaktantov a produktov rýchlosť chemickej reakcie je pri stálej teplote priamo úmerná súčinu koncentrácií dosiaľ nezreagovaných reaktantov sa rýchlosť v priebehu chemickej reakcie nemení, je konštantná rýchlosť pre všeobecnú reakciu vypočítame podľa rovnice v=k*c(A)^α * c(B)^β.
219. Rýchlostná konštanta k: je konštanta pre daný typ chemickej reakcie závisí od teploty závisí od skupenstva reagujúcich látok závisí len od koncentrácie produktov.
220. Podľa Arrhenia: rýchlosť chemickej reakcie závisí od teploty ak sa teplota reakčnej sústavy zvýši o 10°C, rýchlosť každej reakcie sa zvýši štvornásobne ak sa teplota reakcie zvýši o 2-4°C, rýchlosť chemickej reakcie bude desaťkrát väčšia ak sa teplota reakčnej sústavy zvýši o 10°C, rýchlosť chemickej reakcie sa zvýši 2-4krát.
221. Rýchlosť chemickej reakcie môže ovplyvniť: len teplota, lebo rýchlostná konštanta závisí len od teploty len koncentrácia reaktantov, ako vyplýva z I. kinetického zákona veľkosť povrchu reagujúcich látok prítomnosť katalyzátora.
222. Teplota ovplyvňuje rýchlosť chemickej reakcie: podľa Arrheniovho zákona pretože čím vyššia bude teplota, tým vyššia bude hodnota aktivačnej energie, a tým rýchlejšia bude chemická reakcia pretože čím vyššia bude teplota, tým väčší počet častíc dosiahne hodnotu aktivačnej energie pretože pri vyššej teplote sa častice pohybujú pomalšie.
223. Teplota ovplyvňuje rýchlosť chemickej reakcie, pretože: vplyvom nižšej teploty budú mať častice vyššiu kinetickú energiu, preto sa budú pohybovať rýchlejšie a častejšie bude dochádzať k aktívnej zrážke sa zvyšuje aktivačná energia vplyvom vyššej teploty sa zvyšuje počet častíc, ktoré dosiahli aktivačnú energiu všetky chemické reakcie prebiehajú pri zvýšenej teplote rýchlejšie.
224. Rýchlosť chemickej reakcie plynného vodíka s plynným chlórom sa zvýši ak: znížime koncentráciu plynného chlorovodíka zvýšime koncentráciu vodíka znížime koncentráciu chlóru zvýšime koncentráciu reaktantov.
225. Ak v dvoch reakčných sústavách rovnakého objemu, jednej guľovej a druhej v tvare úzkej trubice, reaguje plyn A s plynom B (koncentrácia oboch plynov je rovnaká v oboch sústavách), potom rýchlosť reakcie: bude v oboch nádobách rovnaká, pretože majú rovnaký objem bude rovnaká, pretože reagujú rovnaké plyny v guľovitej nádobe bude vyššia ako v úzkej trubici v úzkej trubici bude väčšia ako v guľovitej nádobe.
226. Rovnováha chemickej reakcie 2NO(g) + O2(g) = 2No2(g) s hodnotou reakčného tepla Q=-117kJ/mol sa posúva na stranu reaktantov: znížením teploty odstraňovaním NO2 z reakčnej zmesi zvýšením tlaku v reakčnej zmesi znížením tlaku v reakčnej zmesi.
227. Na rýchlosť chemickej reakcie vplýva: len teplota prítomnosť katalyzátorov veľkosť aktivačnej energie len koncentrácia produktov.
228. O katalyzátore platí: je to látka, ktorá znižuje hodnotu aktivačnej energie, ale na reakcii sa nezúčastňuje je to látka, ktorá do chemickej reakcie vstupuje, ale po jej skončení zostane v nezmenenej forme znižuje hodnotu aktivačnej energie, preto urýchľuje chemickú reakciu je to látka, ktorá dodáva energiu.
229. Prechodový komplex: má najnižšiu energiu je energeticky najnáročnejšia časť reakcie je komplex, v ktorom postupne zanikajú pôvodné a zároveň vznikajú nové chemické väzby je komplex, v ktorom energia potrebná na štiepenie chemickej väzby v reaktantoch sa kompenzuje energiou, ktorá sa spotrebuje pre vznik novej chemickej väzby v produktoch .
230. Veľkosť povrchu reaktantov: nemá vplyv na rýchlosť chemickej reakcie čím je väčšia, tým pomalšie reakcia prebieha, pretože prebieha súčasne na veľkej ploche ovplyvňuje rýchlosť reakcie tým, že ak sa zväčšuje, zvyšuje sa počet častíc, ktoré môžu spolu reagovať zvyšuje rýchlosť chemickej reakcie tým, že sa zvyšuje veľkosť aktivačnej energie.
231. Rýchlosť chemickej reakcie: závisí nepriamo úmerne od koncentrácie reaktantov vypočítame podľa Guldbergovho-Waageho zákona závisí len od koncentrácie reaktantov a teploty vypočítame podľa Hessovho zákona.
232. Chemická rovnováha: je stav, pri ktorom je koncentrácia východiskových látok aj produktov rovnaká a rovná sa jednej je stav, pri ktorom je koncentrácia východiskových látok aj produktov konštantná vzhľadom na čas nastáva v každom uzavretom reakčnom systéme v dôsledku neusporiadaného pohybu častíc je statický stav.
233. Chemická rovnováha: je dynamický stav nastane v každom reaknom systéme a nezáleží na tom, či je otvorený alebo uzavretý nastane len v endotermických reakciách je stav, pri ktorom je rýchlosť priamej a spätnej reakcie rovnaká.
234. Rovnovážny stav reakcie: je stav reakčnej sústave, keď sa všetky reaktanty premenili na produkty je stav, pri ktorom je rýchlosť priamej a spätnej reakcie rovnaká charakterizuje rovnovážna konštanta K charakterizuje rýchlostná konštanta.
235. Hodnota rovnovážnej konštanty reakcie 4KClO3 <=> KCl + 3KClO4 je daná vzťahom: K = 4[KClO3] / ( [KCl ] + 3[KClO4] ) K = ( [KCl ] * [KClO4]^3 ) / [KClO3]^4 K = ( [KCl ] + [KClO4]^3 ) / [KClO3] K = [KClO3]^4 / ( [KCl ] * [KClO4]^3 ) .
236. Rovnovážna konštanta: sa vypočíta pomocou I. termochemického zákona závisí od typu reakcie a od teploty reakčného systému závisí vždy od tlaku v reakčnej zmesi ak je väčšia ako 10^-2 udáva, že rovnováha je posunutá na stranu produktov.
237. Hodnota rovnovážnej konštanty K: sa vypočíta z Hessovho zákona sa vypočíta pomocou 1. kinetického zákona je podiel rýchlostnej konštanty priamej a spätnej reakcie závisí len od typu reakcie a od teploty.
238. Hodnota rovnovážnej konštanty K pre danú reakciu: sa mení vplyvom koncentrácie reaktantov sa mení zmenou tlaku pri reakcii plynných látok sa mení len vplyvom zmeny teploty sa nemôže meniť.
239. Posun chemickej rovnováhy: môžeme ovplyvňovať na základe le Chatelierovho princípu akcie a reakcie nemôže ovplyvniť zmena vonkajšich faktorov, pretože rovnovážna konštanta K je konštantná môžeme vyvolať pridaním katalyzátora môžeme ovplyvňovať na základe Arrheniovho princípu.
240. Vyberte, ktoré faktory môžu ovplyvňovať chemickú rovnováhu: tlak, teplota, katalyzátor, koncentrácia pH, teplota, koncentrácia veľkosť povrchu reaktantov, teplota, koncentrácia tlak, teplota, koncentrácia.
241. Vyberte faktory, ktoré v reakcii CaCO3(s) <=> CaO(s) + CO2(g) ΔQ>0 posunú rovnovážny stav na stranu produktov: znížime teplotu odoberieme oxid uhličitý a CaO zvýšime teplotu pridáme produkty.
242. Ak sa z rovnovážnej zmesi odoberie produkt: zmení sa rovnovážna konštanta zníži sa rýchlosť priamej reakcie zvýši sa rýchlosť spätnej reakcie posunie sa rovnováha na stranu produktov.
243. Ak odoberieme z rovnovážnej zmesi produkty: ďalšia časť reaktantov sa premení na produkty zvýši sa koncentrácia reaktantov a zníži sa koncentrácia produktov posunie sa rovnováha na stranu produktov posunie sa rovnováha na stranu reaktantov.
244. Zmenu tlaku v rovnovážnej zmesi: vyvolá vždy posun rovnováhy môže vyvolať posun rovnováhy len v prípade, že sa v reakčnom systéme nachádzajú plynné látky nemá vplyv na rovnovážny stav ovplyvňuje len koncentráciu látok.
245. Rovnovážny stav reakcie 2HBr(g) <=> H2(g) + Br2(g) ΔH>0 sa posunie na stranu reaktantov: zvýšením teploty odoberaním vodíka z reakčnej zmesi zvýšením tlaku odoberaním HBr z rovnovážnej zmesi.
246. Chemická rovnováha v reakčnom systéme 2SO3(g) <=> 2SO2(g) + O2(g) ΔH=+195kJ/mol sa posunie na stranu produktov: znížením teploty zvýšením koncentrácie oxidu sírového v rovnovážnej zmesi znížením tlaku odoberaním kyslíka z rovnovážnej zmesi.
247. V rovnovážnom systéme N2(g) + 3H2(g) <=> NH3(g) ΔH=-92,4kJ/mol sa posunie rovnováha na stranu produktov, ak: zvýšime tlak budeme odoberať produkt zvýšime teplotu odoberieme reaktanty.
248. Rovnováhu v chemickej reakcii NaOH(aq) + HCl(aq) <=> NaCl(aq) H2O(l) môžeme na stranu produktov posunúť: zvýšením tlaku odoberaním NaCl pridávaním NaOH pridaním vody.
249. Podľa Arrhenia: kyselina je látka, ktorá vo vodnom prostredí odštiepi atóm vodíka a vytvorí katión H3O+ kyselina je látka, ktorá vo vodnom prostredí odštiepi katión vodíka a vytvorí katión H3O+ zásada je látka, ktorá vo vodnom prostredí vytvorí hydroxylový anión OH- záasada je látka, ktorá vo vodnom prostredí vytvorí H3O-.
250. Z Arrheniovej teórie vyplýva: kyselina zásady môžu byť len neutrálne molekuly kyseliny a zásady môžu byť neutrálne látky alebo katióny kyseliny sú napr. HCl, H2SO4, NH4+, HNO3 zásady sú nap. NaOH, KOH, Mg(OH)2.
|
