Chem 3

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.

Hodnota reakčného tepla závisí: len od typu reagujúcich látok. od veľkosti styčnej plochy reaktantov. od aktivačnej energie. od počiatočného a koncového energetického stavu reakcie.

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 reakcie je rovnaké ako reakčné teplo čiastkových reakcií. reakčné teplo vypočítame z rozdielu energií.

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 znamienkom.

Entropia: je kvantitatívnou mierou nevratnosti, resp. samovoľnosti chemického deja. je mierou neusporiadanosti systému. izolovaného systému pri spontánnych chemických reakciách narastá, ∆S > 0. chemický dej sa uskutoční spontánne v prípade keď ∆ S < 0.

Ak pre danú reakciu je ∆H > 0, potom platí: hodnota aktivačnej energie je nízka. produkty reakcie sú stabilnejšie. reaktanty sú stabilnejšie. produkty majú slabšie väzby ako reaktanty.

Pri exotermických reakciách: reakčné teplo píšeme so znamienkom mínus, pretože reaktanty majú nižšiu energiu ako produkty. píšeme ∆Q < 0, pretože produkty majú nižšiu energiu ako reaktanty. produkty sú stabilnejšie. stabilita reaktantov a produktov je rovnaká, líšia sa len energiou.

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.

Vyberte exotermické rovnice: 4 NH3 (g) + 5 O2 (g) → 4 NO (g) + 6 H2O (g) ∆H = -906 kJ/mol. 2 CO + O (g) → 2 CO2 (g) + 566 kJ. CaCO3 (g) + 178 kJ → CaO (g) + CO2 (g). 2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 571,6 kJ.

Pre endotermické reakcie platí: reaktanty chemických reakcií sú nestabilnejšie ako produkty. produkty endotermických reakcií sú nestabilnejšie ako reaktanty. pri endotermických reakciách musíme energiu dodávať. energia väzieb v produktoch endotermických reakcií je menšia ako v reaktantoch.

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.

Pri exotermickej reakcii: 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.

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.

Samovoľne môže prebiehať reakcia, v ktorej: stúpa entropia (∆S > 0 ) a Gibbsova energia má záporné znamienko (∆G < 0). klesá entropia a Gibbsova energia má kladné znamienko. pôsobí enzým s využitím energie ATP. aktivačná energia má veľmi vysokú hodnotu.

Predpokladom priebehu chemickej reakcie je: aktívna zrážka medzi časticami reaktantov. primeraná kinetická energia reagujúcich častíc. veľkosť častíc do 100 nm. vhodná orientácia častíc pri zrážke.

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.

Rýchlosť chemickej reakcie: vypočítame pomocou energetickej bilancie chemického deja. v = Δt/Δc. v = Δc/Δt. má jednotku mol . dm-3 . s-1.

Podľa Guldbergovho – Waageho zákona: rýchlosť chemickej rekcie 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.

Rýchlostná konštanta k: je konštanta pre daný typ chemickej reakcie. závisí od teploty. závisí od skupenstva reagujúcich látok. závisí len od koncentrácie produktov.

Podľa Arrhenia: rýchlosť chemickej reakcie závisí od teploty. ak sa teplota reakčnej sústavy zvýši o 10o C, rýchlosť každej reakcie sa zvýši štvornásobne. ak sa teplota reakcie zvýši o 2-4o C, rýchlosť chemickej reakcie bude desaťkrát väčšia. ak sa teplota reakčnej sústavy zvýši o 10o C, rýchlosť chemickej reakcie sa zvýši 2-4 krát.

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.

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.

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.

Rýchlosť chemickej reakcie plynného vodíka s plynným chlórom sa zvýši ak: znížime koncentráciu plynného chlorovodíka. zvýšime koncentráciu vodíka. znížime koncentráciu chlóru. zvýšime koncentráciu reaktantov.

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.

Rovnováha chemickej reakcie 2 NO (g) + O2 (g) ↔ 2 NO2 (g) s hodnotou reakčného tepla Q = -117 kJ/mol sa posúva na stranu reaktantov: znížením teploty. odstraňovaním NO2 z reakčnej zmesi. zvýšením tlaku v reakčnej zmesi. znížením tlaku v reakčnej zmesi.

Na rýchlosť chemickej reakcie vplýva: len teplota. prítomnosť katalyzátorov. veľkosť aktivačnej energie. len koncentrácia produktov.

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.

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.

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.

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.

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 a produktov konštantná vzhľadom na čas. nastáva v každom uzavretom reakčnom systéme v dôsledku neusporiadaného pohybu častíc. je statický stav.

Chemická rovnováha: je dynamický stav. nastane v každom reakčnom 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.

Rovnovážny stav reakcie: je stav reakčnej sústavy, 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.

Hodnota rovnovážnej konštanty reakcie 4 KClO3 ↔ KCl + 3 KClO4 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 ).

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.

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.

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.

Posun chemickej rovnováhy: môžeme ovplyvňovať na základe le Chatelierovho princípu akcie a reakcie. nemôže ovplyvniť zmena vonkajších faktorov, pretože rovnovážna konštanta K je konštantná. môžeme vyvolať pridaním katalyzátora. môžeme ovplyvniť na základe Arrheniovho princípu.

Vyberte, ktoré faktory môžu ovplyvňovať chemickú rovnováhu: tlak, teplota, katalyzátor, koncentrácia. pH, teplota, koncentrácia. veľkosť povrchu reaktantov, teplota, koncentrácia. tlak, teplota, koncentrácia.

. Vyberte faktory, ktoré v reakcii CaCO3 (s) ↔ CaO (s) + CO2 (g) ∆Q > 0 posunú rovnovážny stav na stranu produktov: znížime teplotu. odoberáme oxid uhličitý a CaO. zvýšime teplotu. pridáme produkty.

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.

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.

Zmena 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.

Rovnovážny stav reakcie 2 HBr (g) ←→ H2 (g) + Br2 (g) ∆H > 0 sa posunie na stranu reaktantov: zvýšením teploty. odoberaním vodíka z reakčnej zmesi. zvýšením tlaku. odoberaním HBr z rovnovážnej zmesi.

Chemická rovnováha v reakčnom systéme 2 SO3 (g) ←→ 2 SO2 (g) + O2 (g) ∆H = +195 kJ/mol sa posunie na stranu produktov: znížením teploty. zvýšením koncentrácie oxidu sírového v rovnovážnej zmesi. znížením tlaku. odoberaním kyslíka z rovnovážnej zmesi.

V rovnovážnom systéme N2 (g) + 3 H2 (g) ←→ NH3 (g) ∆H = -92,4 kJ/mol sa posunie rovnováha na stranu produktov, ak: zvýšime tlak. budeme odoberať produkt. zvýšime teplotu. odoberieme reaktanty.

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.

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-. zásada je látka, ktorá vo vodnom prostredí vytvorí H3O-.

Z Arrheniovej teórie vyplýva: kyseliny a zásady môžu byť len neutrálne molekuly. kyseliny a zásady môžu byť neutrálne látky alebo katióny. kyseliny sú napríklad HCl, H2SO4, NH4+,HNO3. zásady sú napríklad NaOH, KOH, Mg(OH)2.

Podľa Brönstedovej teórie: kyseliny sú látky schopné odštiepiť katión vodíka. kyseliny sú donormi vodíka. zásady sú akceptormi protónu. zásady sú látky schopné vodík prijať.

Kyselina podľa Brönsteda: je látka, ktorá obsahuje v molekule atóm kyslíka. je vždy len neutrálna molekula. môže byť katión alebo anión, napr. Cl-. je látka, ktorá je donorom katiónu vodíka.

Kyseliny podľa Brönsteda sú: HNO3, NH3, HCl, H2SO4. NH4+, HCl, H2PO4-. H3O+, HClO4, H3PO4. Cl-, H2O, H3O+.

Zásady podľa Brönsteda sú: látky, ktoré v molekule obsahujú aspoň jednu hydroxylovú skupinu. napríklad alkoholy a fenoly. látky, ktoré sú akceptormi katiónu vodíka. látky schopné prijať vodík.

Brönstedove zásady sú: OH-, HPO42-, Cl. NH3, KOH, H2S. Br-, NH4+, NaOH. Cl-, PO43-, OH.

Podľa Brönsteda sú amfolyty látky: schopné odštiepiť alebo prijať katión vodíka. ktoré v molekule obsahujú atómy vodíka aj hydroxylové skupiny, napríklad glukóza. ktoré sa môžu tvoriť aj v organizme, napr. HCO3-. schopné prijať aj odštiepiť vodík.

Vyberte amfotérne látky podľa Brönsteda: H2PO4-, HCO3-, H2O. HClO4, H2PO4-, Cl-. H2O, OH-, H3O+. NH3, H2O, CO2.

V rovnici NH3 + HCl → NH4+ + Cl-určte konjugované páry: NH3, Cl-. NH3, NH4+. HCl, Cl-. H2O, OH-.

Neutralizácia je: reakcia kyseliny a zásady, pričom vzniká soľ a vodík. rovnica, ktorú môžeme zapísať rovnicou H3O+ + OH-→ 2 H2O. napríklad reakcia kyseliny mravčej a kyseliny chlorovodíkovej. napríklad reakcia kyseliny octovej a hydroxidu sodného.

Silu kyselín. určuje schopnosť kyseliny prijať katión vodíka. určuje schopnosť kyseliny odštiepiť katión vodíka. určuje počet atómov vodíka v molekule kyseliny. určuje počet atómov kyslíka v molekule kyseliny.

Mierou sily kyseliny je: hodnota pH. hodnota disociačnej konštanty. ionizačný stupeň. koncentrácia kyseliny.

Sila zásady je určená: schopnosťou zásady odštiepiť OH-. počtom OH skupín v molekule. schopnosťou zásady prijať protón. koncentráciou zásady.

Mierou sily zásady je hodnota: disociačnej konštanty zásady. ionizačného stupňa α. pOH. koncentrácia látkového množstva hydroxidových aniónov.

O kyselinách a zásadách platí: čím je kyselina silnejšia, tým je silnejšia aj jej konjugovaná zásada. čím je kyselina silnejšia, tým je jej konjugovaná zásada slabšia. čím je kyselina a zásada silnejšia, tým väčšiu hodnotu má ich disociačná konštanta. hodnota disociačnej konštanty kyseliny a hodnota disociačnej konštanty jej konjugovanej zásady je vždy rovnaká.

Hydrolýza: je aj protolytická reakcia molekúl soli s vodou. je aj reakcia iónov soli s hydroxidovým katiónom. je aj protolytická reakcia iónov soli s vodou. nastáva vždy pri rozpúšťaní soli vo vode.

O hydrolýze platí: je aj protolytická reakcia iónov soli s vodou. je aj protolytická reakcia iónov soli s ľubovoľným rozpúšťadlom. môže spôsobovať zmenu pH roztokov soli. nastáva v každom vodnom roztoku soli.

Vyberte správne tvrdenie: roztok soli, ktorá obsahuje kyslý katión a anión, ktorý s vodou nereaguje je kyslý. roztok soli, ktorá obsahuje kyslý katión a anión, ktorý s vodou reaguje je kyslý. roztok soli, ktorá obsahuje zásaditý anión a katión, ktorý s vodou nereaguje je zásaditý. roztok soli, ktorá obsahuje kyslý katión a zásaditý anión môže byť neutrálny.

Elektrolytická disociácia: je dej, pri ktorom sa soľ pôsobením molekúl vody štiepi na menšie molekuly. je dej, pri ktorom sa soľ pôsobením molekúl vody štiepi na ióny. je v podstate elektrolýza roztoku soli. nastáva pri rozpúšťaní každej látky vo vode.

Soľ podľa Brönsteda: je látka, ktorá sa skladá z katiónu kovu alebo NH4+ a aniónu kyseliny. sa v roztoku štiepi na jednoduchšie molekuly. vo vodnom roztoku vždy podlieha hydrolýze. sa pôsobením molekúl vody disociuje na katióny a anióny.

Soľ vzniká. reakciou kovu s kyselinou. kovu s hydroxidom. neutralizáciou. esterifikáciou.

Vyberte správne reakcie vzniku solí: reakcia kovu s nekovom. zrážacou reakciou. reakciou kyselinotvorného oxidu s hydroxidom. soľ vzniká len pri redoxných reakciách.

Zásaditú reakciu majú vodné roztoky soli: NaNO3, K2MnO4. K2CO3, (CH3COO)2Mg. NH4Cl, NaNO2. K2SO3, Na2S.

Kyslú reakciu majú vodné roztoky: Fe2SO4, NH4I. CH3COOK, RbCl. (NH4)2SO4, Al(NO3)3. H2CO3, CH3COOH.

Vodný roztok s pH < 7 vznikne rozpustením: FeSO4, SO2. glukóza, NH4Br. Cl2, CO2. CaCl2, NaNO3.

Modrý lakmus sa sfarbí na červeno vo vodnom roztoku soli: Li2SO4. NH4NO3. NaCl. FeCl3.

V roztoku octanu draselného bude mať indikátor farbu: lakmus modrú farbu. metyloranž červenú farbu. fenolftaleín červenofialovú farbu. metyloranž žltú farbu.

Metyloranž bude mať červenú farbu: v roztoku KCl. ak dáme sodík do vody. ak rozpustíme SO2 vo vode. v roztoku octanu amónneho.

Roztok A obsahuje kyselinu octovú s koncentráciou 0,2mol/l a roztok B obsahuje octan sodný s rovnakou koncentráciou, potom platí (ak sa neberie do úvahy následná hydrolýza soli): koncentrácia octanových aniónov je v obidvoch roztokoch rovnaká. koncentrácia octanových aniónov je väčšia v roztoku B. koncentrácia octanových aniónov je väčšia v roztoku A. octan sodný vo vode nedisociuje.

Po rozpustení vo vode vznikne zásaditý roztok: CaO. N2O5. MgO. P2O5.

Vodný roztok bude mať pOH < 7 ak v destilovanej vode rozpustíme: chlorid draselný. kyanid sodný. síran amónny. dusičnan strieborný.

Sila kyseliny závisí: od prostredia, v ktorom sa kyselina nachádza. od oxidačného čísla kyselinotvorného prvku. od počtu vodíkových atómov v molekule kyseliny. od sýtnosti kyseliny.

Určte, v ktorom prostredí bude sila kyseliny sírovej najväčšia: v destilovanej vode. v roztoku NaOH. v zriedenej HNO3. najsilnejšia bude v koncentrovanom stave.

Iónový súčin vody Kv: predstavuje rovnovážnu konštantu autoprotolýzy destilovanej vody. je daný súčinom rovnovážnych molárnych koncentrácií H3O+ a OH-. jeho hodnota je vždy 10-14. v destilovanej vode má hodnotu 10-14 pri 25oC.

Vyberte kyslý roztok: pH = 9,2. pOH = 1,5. pOH = 10. pH = 2,4.

Kyslo reaguje roztok, keď: pOH > 7. pH = 3,5. pH > 8. pOH = 12,3.

Podľa koncentrácií H3O+ a OH- vyberte zásadité roztoky: c(H3O+) = 1,5 . 10-5 mol . dm–3. c(OH-) = 4,5 . 10-12 mol . dm–3. c(OH-) = 8,7 . 10-3 mol . dm–3. c(H3O+) = 4,4 . 10-11 mol . dm–3.

Na úplnú neutralizáciu 1 mol kyseliny sírovej potrebujeme: 1 mol KOH. 2 mol Ca(OH)2. 1/3 mol Ba(OH)3. 1 mol Mg(OH)2.

1 mol kyseliny citrónovej úplne zneutralizuje: 3 mol NaOH. 1 mol Bi(OH)3. 2 mol Ca(OH)2. 3 mol Fe(OH)3.

Pre redoxnú reakciu KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → MnSO4 + K2SO4 + Fe2(SO4)3 + H2O platí: mangán sa redukuje. MnIV + 2e → MnII. 2FeII - 2e → Fe2III. stechiometrické koeficienty sú 2 + 5 + 10 → 2 + 1 + 10 + 3.

Pre redoxnú reakciu HCl + KMnO4 → Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O platí: 2Cl-I + 2e → Cl0. MnVII + 5e → MnII. MnVI + 4e → MnII. stechiometrické koeficienty sú 16 + 2 → 5 + 2 + 2 + 8.

Pre redoxnú reakciu H2S + K2Cr2O7 + H2SO4 → S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + H2O platí: H2S pôsobí ako oxidačné činidlo. S-II + 3e → SIV. Cr2VI + 6e → Cr2III. stechiometrické koeficienty sú 3 + 1 + 4 → 3 + 1 + 1 + 7.

V chemickej reakcii Fe + MgSO4 ↔ FeSO4 + Mg : železo sa oxiduje. môže prebiehať len sprava doľava. horčík je redukčné činidlo. oxidačné číslo síry sa nemení.

Pre redoxnú reakciu NH3 + O2 → HNO3 + H2O platí: dusík sa v NH3 nachádza v oxidačnom čísle -III. N-III - 8 e → NV. NIII - 2 e → NV. stechiometrické koeficienty sú: 1 + 2 → 1+ 1.

Atóm draslíka v reakcii 2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2 : sa oxiduje, je oxidovadlo. sa oxiduje, je redukovadlo. prijíma elektróny. sa redukuje, je redukovadlo.

Pre redoxnú reakciu Zn + NaNO3 + NaOH → Na2ZnO2 + NH3 + H2O platí: oxidačné číslo sodíka sa nemení. zinok sa redukuje. oxidačné číslo Zn v Na2ZnO2 je II. stechiometrické koeficienty sú: 4 + 1 + 7 → 4 + 1 +2.

V reakcii Zn + NiSO4 ↔ ZnSO4 + Ni : zinok sa oxiduje a vystupuje ako redukčné činidlo. Zn nemôže redukovať Ni, pretože v rade napätia kovov stojí viac vľavo. reakcia prebieha zľava doprava lebo Zn má silnejšie redukčné účinky ako Ni. katión Ni2+ je oxidovadlo.

Reakcia Cl2 + 2 NaI ↔ 2 NaCl + I2 : prebieha sprava doľava, pretože chlór má silnejšie oxidačné účinky ako jód. prebieha zľava doprava, pretože chlór má silnejšie oxidačné účinky ako jód. jód sa ľahšie redukuje ako chlór, preto v reakcii vystupuje ako oxidačné činidlo. chlór vystupuje ako oxidačné činidlo.

Pre redoxnú reakciu H2O2 + KMnO4 + H2SO4 → O2 + MnSO4 + K2SO4 + H2O platí. MnVII - 5e → Mn II. O2–I - 2e → O20. O–I + 1e → O-II. stechiometrické koeficienty sú: 5 + 2 + 3 → 5 + 2 + 2 + 7.

Pre redoxnú reakciu H2O2 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + H2O platí: O2-I + 2e → 2O-II. 2 I-I - 2e → I20. peroxid je redukovadlo. stechiometrické koeficienty sú: 1 + 3 + 1 → 1 + 3 + 2.

Reakcia Cu + 2 HCl ↔ CuCl2 + H2: nemôže prebiehať, lebo meď má záporný elektródový potenciál. prebieha, lebo meď má dobré redukčné účinky. neprebieha, lebo meď je ušľachtilý kov. prebieha len pri vyšších teplotách.