SZU CHEMIA

1. Chémia ako prírodná veda: študuje vlastnosti látok a ich vzájomné premeny. študuje chemickú formu pohybu hmoty. študuje len správanie látok pri chemických reakciách. študuje len zloženie atómov a molekúl.

2. Látka: je jedna z foriem hmoty. sa skladá z častíc, ktorých rýchlosť pohybu je menšia ako rýchlosť svetla. sa skladá len z častíc väčších ako 10^-7m. môže byť súbor makroskopických telies, napr. planét, galaxií.

3. Hmota: existuje len vo forme látky. sa môže vyskytovať vo forme látky alebo poľa (magnetického, gravitačného). je objektívna realita, ktorá nezávisí od nášho vedomia. sa nemôže premieňať z látky na pole.

4. Základnou vlastnosťou hmoty je: zotrvačnosť. pohyb. farebnosť. tvrdosť.

5. Atóm: je najmenšia nedeliteľná mikročastica látky. je najmenšia častica látky, ktorá sa skladá z atómového jadra a elektrónového obalu. sa skladá z protónov, elektrónov a iónov. je častica chemicky nedeliteľná.

6. Nuklidy: sú látky zložené z atomov s rovnakym protonovym a roznym nukleonovym cislom. sú látky zložene z atomov s rôznym protonovym cislom. sú látky zlozene z atomov s rovnakým protonovým aj nukleonovym číslom. sú látky s rovnakým počtom protónov aj neutronov v atómovom jadre.

7. Izotopy: sú atomy s rovnakým protónovým ale odlišným nukleonovym číslom. sú napríklad protium, deuterium a dusík. sa v prírode nevyskytujú. maju rovnaky počet protonov, neutronov, ale líšia sa počtom elektrónov.

8. Izotopy sú nuklidy, ktoré: sa líšia počtom elektronov. sa líšia počtom protonov a neutronov. maju rôzny pocet protonov. líšia sa počtom neutrónov v atomovom jadre.

9. Vyberte izotopy: 16/8O, 17/8O. 1/1H, 1/2H, 1/3H. 40/18Ar, 40/19K. protium, deutérium, trítium.

10. Prvok: je častica chemickej látky zložená z atomov s rovnakym nukleonovym číslom. je častica látky zložená len z rovnakých nuklidov. je látka zložená z atómov s rovnakým protónovým číslom. je napríklad sodík, kyslík, destilovaná voda.

11. Molekula: je častica látky zložená z dvoch alebo viacerých nezlúčených atómov. je častica látky zložená z dvoch alebo viacerých zlúčených atómov. je vždy zložená zo zlúčených atómov rôznych prvkov. môže byť napr. N2, F2, HCl.

12. Chemicky čistá látka: sa skladá len z častíc rovnakého druhu. môže byť prvok alebo zlúčenina. je látka, ktorej fyzikálne a chemické vlastnosti sa už ďalším čistením nemenia. môže byť len prvok.

13. Chemické individuum: je napr. roztok glukózy. môže byť zliatina dvoch alebo viacerých kovov. je roztok vaječného bielka. je destilovaná voda.

14. Z uvedených látok vyberte chemicky čisté látky: morská voda, mosadz, roztok NaOH. železo, destilovaná voda, kryštalický chlorid draselný. kyslík, dusík, oxid hlinitý. vzduch, sklo, minerálna voda.

15. Minerálna voda sa od destilovanej vody odlišuje: obsahom iónov. schopnosťou tvoriť vodíkové väzby medzi molekulami. ničím, obidve látky sú chemicky čisté látky. elektrickou vodivosťou.

16. Destilovaná voda: je na rozdiel od pitnej vody pravý roztok. je chemicky čistá látka. neobsahuje rozpustené soli. je koloidná zmes.

17. Zmes: môže byť rovnorodá alebo rôznorodá. je rovnorodá, ak sa skladá z dvoch alebo viacerých látok s rovnakou hmotnosťou. je napr. prefiltrovaná morská voda. môže byť rôznorodá, ak bude obsahovať častice s veľkosťou menšou ako 10^-9m.

18. O rovnorodej zmesi môžeme povedať: môže byť tuhá, kvapalná alebo plynná. je rovnorodá, ak sa skladá len z rovnakých atómov. je zmes dvoch alebo viacerých plynov. je pravý roztok.

19. Pravý roztok je: rovnorodá zmes, napr. roztok vaječného bielka. zmes vodíka a kyslíka. napr. sklo. zmes plynnej a tuhej látky.

20. Roztok: je rôznorodá zmes zložená z dvoch alebo viacerých kvapalných látok. bielkovín vo vode je nepravý roztok. sa skladá vždy len z vody a z jednej rozpúšťanej látky. NaCl vo vode je chemické individuum.

21. O roztokoch platí: ich zloženie vyjadrujeme hmotnostným zlomkom w. obsahujú rozptylené častice s velkostou 10^-8 - 10^-10m. obsahujú rozptylené častice s veľkosťou väčšou ako 10^-9m. ich zloženie vyjadrujeme v jednotkách mol.dm-3; g.dm-3.

22. Zloženie roztoku vyjadrujeme: hmotnostným zlomkom. objemovým zlomkom. osmotickým tlakom. ionizačným stupňom.

23. Hmotnostný zlomok: je podiel hmotnosti rozpustenej látky a hmotnosti rozpúšťadla. je podiel hmotnosti rozpustenej látky a hmotnosti roztoku. je podiel hmotnosti rozpustenej látky v 1000g vody. vyjadrujeme aj v percentách.

24.25% roztoku siranu vapenateho obsahuje: 25g CaSO4 v 100g roztoku. 25g Ca2SO4 v 100g roztoku. 25g CaSO4 v 100g vody. 25g CaSO4 a 75g vody.

25. Rôznorodá zmes: môže byť suspenzia, emulzia, pena a roztok. môže byť suspenzia, emulzia, pena a aerosól. je vždy zmes dvoch kvapalných látok. obsahuje častice, ktorých veľkosť je väčšia ako 100nm.

26. Medzi suspenziu nepatrí zmes: vody a oleja. piesku a oleja. plynnej látky a kvapalnej látky. rozdrvenej kriedy a vody.

27. Emulzia je: koloidný roztok vaječného bielka vo vode. zmes dvoch kvapalných, navzájom nerozpustných látok. zmes benzénu s jódom. napr. zmes nepolárnej kvapalnej látky s vodou.

28. Suspenzia je: rovnorodá zmes kvapalnej a tuhej látky. rôznorodá zmes kvapalnej a tuhej látky. napr. neprefiltrovaná morská voda. zmes dvoch alebo viacerých kvapalín s rôznou molekulovou hmotnosťou.

29. Medzi emulzie patrí: vaječný žĺtok. majonéza. osladený čaj. minerálna voda.

30. Z uvedených príkladov vyberte penu: vyšľahaná šľahačka. sneh z vaječného bielka. hmla. vaječný žĺtok.

31. Medzi aerosoly nepatrí: dym. morská pena. hmla. šľahačka.

32. Atómová hmotnostná jednotka (u) a atómová hmotnostná konštanta (mu): je hmotnosť atómu vodíka. má hodnotu 6,023*10^23. má hodnotu 1,66057*10^27 kg (u). je hmotnosť 1/12 hmotnosti atómu nuklidu 12C (mu).

33. Relatívna atómová hmotnosť Ar: udáva, koľkokrát je atom prvku ťažší ako atomova hmotnostna jednotka. je súčet hmotností všetkých elementárnych častíc v atóme. umožňuje vypočítať skutočnú hmotnosť daného atómu. označuje sa Ar a je bezrozmerné číslo.

34. Relatívna molekulová hmostnosť Mr: je súčet relatívnch atomovych hmotnosti všetkých atomov v molekule. dáva, kolkokrát je molekula danej látky ťažšia, ako atomova hmotnostná jednotka. sa udáva v g*mol^-1. má značku Mm.

35. Zloženie roztoku vyjadrujeme ako: koncentráciu látkoveho mnozstva latky A, čo je počet molov látky A v 1 litri rozpúšťadla. koncentráciu látkoveho mnozstva latky A, čo je počet molov látky A v 1 dm3 roztoku. hmotnostnú koncentráciu latky A, čo je podiel hmotnosti látky A a hmotnosti roztoku. hmotnostnú koncentráciu latky A, čo je podiel hmotnosti látky A a objemu roztoku.

36. Látkové množstvo: je množstvo látky, ktoré obsahuje rovnaký počet častíc aký sa nachádza v 12g nuklidu 12C. je množstvo látky, ktoré obsahuje 6,022*10^23 častíc. obsahuje 1,66*10^27 častíc. je 6,022*10^23 g.

37. Molova hmotnosť: je hmotnosť 1 mol látky. vyjadruje sa v kg*dm3. vyjadruje sa v g*mol^-1. vyjadruje sa v g*mol.

38.Počet atomov kyslika v dihydrogenarzenitane sodnom je: 2. 1. 3. 0.

39.Počet atomov kyslika v molekule disiričitanu draselného je: 3. 5. 6. 4.

40. Počet atómov vodíka v molekule síranu amónneho je: 3. 4. 6. 8.

41. V molekule kyseliny dichromovej je počet atomov kyslíka: 4. 5. 6. 7.

42. Podľa kvantovo-mechanického modelu atómu: elektrony sa pohybuju okolo atomoveho jadra v urcitom priestore, orbitale, s pravdepodobnostou 95 až 99%. kvantove čísla charakterizujú energiu a veľkosť jadra atómu (energia, stav, orientácia, rotácia). elektrony sa pohybuju po kruhovych drahach (Bohr, Rutherford). elektrony sa pohybuju po kruhovych drahach s pravdepodobnostou 95 az 99% (Bohr, Rutherford).

43. Pre hlavné kvantove cislo platí: možno použiť na výpočet energie elektronu v danej energetickej hladine. jeho hodnota je cele kladne číslo od 0 po 7. označujeme písmenami K, L, M, N, O, P, Q. teoreticky môže nadobudat hodnoty celých kladných čísel od 1 po nekonečno.

44. Pre kvantove čísla platí: hlavné súhlasí s číslom hladiny elektronov. hlavné ma vplyv na velkost, vedlajsie na tvar hranicnej plochy orbitalov. vedlajsie urcuje pocet elektronovych vrstiev v atome. magneticke určuje maximalny pocet elektronov vo valencnej vrstve.

45. Ak n=3, potom platí, že: l môže mať tiež hodnotu 3. maximalny pocet elektronov v elektronovom obale je 10. celkovy pocet elektonov je 2^2. vedlajsie kvantove cislo ma hodnotu 0, 1, 2.

46. Vedľajšie kvantové číslo: charakterizuje tvar orbitálu a čiastočne energiu. pre n=2 môže nadobudat hodnoty 1, 2, 3. moze nadobudat hodnity od 0 po n-1. urcuje orientaciu orbitalu v priestore.

47. Ak je vedlajsie kvantove cislko l=2, potom pre magneticke kvantove čislo platí: m= 0, 1, 2. m= -2, -1, 0, 1, 2. m =0. m= -1, -2, 1, 2.

48. Vyberte spravne hodnoty kvantovych cisel: n=1, l=0, m=0. n=3, l=2, m=-2, -1, 0, 1, 2,. n=4, l=3, m=-3, -2, -1, 0, 1, 3. n=2, l=2, m=-1, -2, 0, 1, 2.

49. Vyberte spravne hodnoty kvantovych cisel: n= 2, l=1, m=-1, 0, 1. n=2, l=3, m=-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3. n=1, m=0. druhá elektrona vrstva môže mať orbitály s, p, d.

50. Vyberte správny výrok: elektrony obsadzuju orbitaly podla kesajucej hodnoty energie. elektrony obsadzuju orbitaly podla klesajucej hodnoty elektronegativity. elektrony obsadzuju orbitaly podla stupajucej hodnoty energie. elektrony obsadzuju orbitaly podla stupajucej hodnoty ionizacnej energie.

51. Podľa Hundovho pravidla platí, že: elektróny obsadzujú orbitály s rovnakou hodnotou energie najprv po jednom, potom sa spárujú. v jednom orbitále nemôžu existovať dva elektróny, ktoré by mali všetky štyri kvantové čísla rovnaké. elektróny obsadzujú orbitály podľa stúpajúcej hodnoty energie. elektróny vo valenčnej vrstve vždy vytvoria oktet.

52. Hundovo pravidlo: dáva maximálny počet elektrónov na valenčnej vrstve. hovorí, že stavy s rovnakou energiou sa všetky obsadzujú najskôr po jednom elektróne. umožňuje vypočítať energiu elektrónu. je výstavbový princíp.

53. Pre elektróny v jednom orbitále platí, že: majú rovnakú hodnotu energie. majú rovnakú hodnotu spinového kvantového čísla. majú rovnaké hodnoty n, l, m; líšia sa iba hodnotou spinu. ich počet je daný Hundovým pravidlom.

54. Elektrónovú konfiguráciu 1s^2 , 2s^1 , 2px^1 , 2py^1 , 2pz^1 má: atóm uhlíka v základnom stave. excitovaný atóm uhlíka. atóm dusíka v excitovanom stave. katión uhlíka.

55. Elektrónová konfigurácia aniónu chlóru je: rovnaká ako konfigurácia predchádzajúceho vzácneho plynu. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3px2, 3py2, 3pz3. 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5. rovnaká ako argónu.

56. Rovnaký počet elektrónov nachádzame u všetkých prvkov a iónov v trojici: Cl-, Ar, N2-. Ca2+, S2-, P3-. Br-, K+, O2-. Sc3+, S6+, Si4-.

57. Všeobecná elektrónová konfigurácia valenčnej vrstvy: prvkov p je ns1, np1-6. prvkov d je ns1-2, (n-1)d1-10. prvkov p je ns2, np1-6. halogénov je np7.

58. Ionizačná energia: v rámci jednej periódy v PSP stúpa zľava doprava. je energia, ktorú je potrebné dodať na rozštiepenie atómu v plynnom stave. alkalických kovov je malá. je energia, ktorú je potrebné dodať na odštiepenie elektrónu z atómu v plynnom stave.

59. Ionizačná energia: v skupine so stúpajúcim protónovým číslom rastie. v skupine so stúpajúcim protónovým číslom klesá. je najmenšia pre prvky I.A skupiny. je najväčšia pre prechodné prvky.

60. Elektrónová afinita: v periodickej sústave prvkov klesá zhora nadol a stúpa zľava doprava. halogénov je vysoká. je vysoká pri prvkoch, ktoré ľahko tvoria katióny. je energia, ktorá sa uvoľní keď atóm v plynnom stave prijme elektrón.

61. So stúpajúcim protónovým číslom v perióde: klesá ionizačná energia. stúpa ionizačná energia. sa ionizačná energia nemení. klesajú hodnoty elektrónovej afinity ale ionizačná energia narastá.

62. Vyberte správnu dvojicu vzorca a jeho názvu: HClO = kyselina chlorovodíková. BaHO2 = hydrogénperoxid bárnatý (hydroperoxid bárnatý). SbS = sulfid cínatý. NaClO = chlórnan sodný.

63. Hydrogénperoxid sodný (hydroperoxid sodný) má vzorec: Na-O-H-O. Na-O-O-H. H-O-Na-H. Na-H-O.

64. O prvkoch hlavných skupín v PSP platí: maximálne kladné oxidačné číslo daného prvku je rovnaké ako číslo periódy, v ktorej sa prvok nachádza. maximálne kladné oxidačné číslo daného prvku je rovnaké ako číslo skupiny, v ktorej sa prvok nachádza. v danej perióde so stúpajúcim protónovým číslom vzrastá elektronegativita. v danej skupine so stúpajúcim protónovým číslom vzrastá elektronegativita.

65. Číslo skupiny: je zhodné s hlavným kvantovým číslom daného prvku. je rovnaké ako počet valenčných elektrónov daného prvku. udáva počet protónov. je rovnaké ako maximálne kladné oxidačné číslo daného prvku.

66. Číslo periódy: je zhodné s najvyšším hlavným kvantovým číslom daného prvku. udáva, ktorú elektrónovú vrstvu si prvok buduje. udáva počet protónov. udáva počet neutrónov.

67. Maximálne kladné oxidačné číslo prvkov hlavných skupín je: 8. vždy zhodné s číslom periódy, v ktorej sa daný prvok nachádza. rovnaké ako počet valenčných elektrónov daného prvku. vždy rovnaké ako číslo hlavnej skupiny, v ktorej sa daný prvok nachádza.

68. Číslo skupiny A v periodickej sústave prvkov: e rovnaké ako najvyššie kladné oxidačné číslo prvkov v I. až VII. skupine (okrem F a O). nadobúda hodnoty I až VII. zhoduje s hodnotou hlavného kvantového čísla. sa zhoduje s počtom elektrónov na poslednej elektrónovej vrstve.

69. Maximálne záporné oxidačné číslo daného prvku v binárnej zlúčenine: je vždy rovnaké ako číslo periódy. je -8. dusíka je -3. vápnika je -6.

70. Redukčné účinky prvkov: v perióde zľava doprava klesajú. halogénov sú najväčšie. alkalických kovov sú najväčšie. majú d prvky najväčšie.

71. Vyznačte nepravdivé tvrdenie: kyselinotvornosť oxidov prvkov tretej periódy narastá od I.A po VII.A skupinu PSP. oxidy majú iónovú, atómovú alebo molekulovú štruktúru. všetky oxidy halogénov sú anhydridy kyselín. zásadotvornosť oxidov prvkov tretej periódy klesá od I.A po VII.A skupinu PSP.

72. Kyselinotvorné oxidy: sú oxidy s prvkami s nízkou hodnotou elektronegativity. CO2, BaO, SO3 sú anhydridy kyselín. ktoré sú nerozpustné vo vode, reagujú s alkalickými hydroxidmi za vzniku solí ako SiO2 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O. sú oxidy s prvkami s vysokou hodnotou elektronegativity.

73. Zásadotvorné oxidy prvkov: sú oxidy len prvkov s1 a s2. nerozpustné vo vode reagujú s kyselinami aj zásadami za vzniku solí. reagujú podľa rovnice O2- + H2O = 2OH-. sú oxidy kovov s oxidačným číslom menším ako IV.

74. O hydridoch platí: v ionových hydridoch je oxidačné číslo vodíka -I. sú to ternárne zlúčeniny elektronegatívnejších prvkov s vodíkom. nepolárne hydridy s vodou nereagujú. iónové hydridy sú hydridy prvkov s1 a s2.

75. Vyberte správne reakcie: NaH + H2O = NaOH + H2. CaH + H2O = Ca2+ + H3O+. AsH3 + H2O = AsH4+ + OH-. HI + H2O = H3O+ + I-.

76. O hydridoch platí: iónové hydridy reagujú s vodou za vzniku kyselín. iónové hydridy reagujú s vodou za vzniku hydroxidu a vodíka. nepolárne hydridy sú amfolyty. polárne kovalentné hydridy vo vode vytvárajú oxóniový katión.

77. Vyznačte, ktoré reakcie hydridov nemôžu prebiehať: KH +H2O = H2 + KOH. CH4 + H2O = CO2 + 3H2. HBr + H2O = H3O+ Br-. PH3 + H2O = H3PO4 + 4H2.

78. Katión sodíka je stabilnejší ako atóm sodíka: pretože má konfiguráciu predchádzajúceho vzácneho plynu Ne. nie je správne, pretože katión sodíka má kladný náboj a atóm je neutrálny. pretože má konfiguráciu nasledujúceho vzácneho plynu. pretože je menší.

79. O alkalických kovoch platí: sú mäkké, lebo do kovovej väzby poskytujú len jeden valenčný elektrón. do kovovej väzby poskytujú elektróny z orbitálu s a p. majú nižšie hodnoty elektronegativity v rámci periodickej sústavy prvkov. sú veľmi dobré oxidačné činidlá.

80. Alkalické kovy: sa v prírode vyskytujú len v zlúčeninách, lebo sú veľmi reaktívne. si stabilizujú valenčnú vrstvu prijatím jedného elektrónu, lebo tak si dobudujú orbitál s. sa v ľudskom organizme nachádzajú len vo forme katiónov M+. sú hygroskopické a leptajú pokožku a sliznice.

81. Katióny alkalických kovov: sú stabilné, lebo majú na valenčnej vrstve konfiguráciu predchádzajúceho vzácneho plynu. sú elektrofilné činidlá. reaguj s vodou podľa rovnice: 2M+ + 2H2O = 2MOH + H2. nepodliehajú hydrolýze.

82. O atóme sodíka a katióne sodíka platí: katión sodíka je stabilnejší, lebo má konfiguráciu vzácneho plynu. atóm je stabilnejší. sú rovnako stabilné, lebo majú rovnaký počet protónov. katión sodíka je reaktívnejší.

83. Označte správne výroky: kobalt patrí medzi biogénne makroprvky; je súčasťou vitamínu B12. hliník má dobrú redukčnú schopnosť. hliník tvorí hydroxid hlinitý, ktorý môže reagovať s vodnými roztokmi silných kyselín aj hydroxidov. hliník tvorí so slabými kyselinami soli, ktoré v roztokoch neionizujú a nepodliehajú hydrolýze.

84. Halogény: sú na rozdiel od halogenidových aniónov pre človeka jedovaté. si stabilizujú valenčnú vrstvu prijatím jedného elektrónu a tak dosiahnu elektrónu konfiguráciu prechádzajúceho vzácneho plynu. si stabilizujú valenčnú vrstvu prijatím jedného elektrónu a tak dosiahnu elektrónu konfiguráciu nasledujúceho vzácneho plynu. patria medzi najelektronegatívnejšie prvky.

85. O halogénoch platí: so stúpajúcim protónovým číslom v skupine klesajú ich oxidačné účinky. za normálnych podmienok sú fluór a chlór plyny a bróm a jód kvapaliny. z halogénov sublimuje len jód. môžu reagovať podľa rovnice Cl2 + 2KF = 2KCl + F2.

86. Vyberte správne reakcie: 2KCl + F2 = Cl2 + 2KF. 2Br- + I2 = Br2 + 2I-. F2 + 2I- = I2 + 2F-. Cl2 + 2Br- = Br2 + 2Cl-.

87. Pre halogény platí: môžu reagovať podľa rovnice F2 + 2NaBr = 2NaF + Br2. halogén s väčšou elektronegativitou má silnejšie oxidačné účinky. pri izbovej teplote je kvapalný len bróm a jód. všetky ľahko sublimujú.

88. Pre zlúčeniny halogénov platí: halogenidy sú soli bezkyslikatých kyselín halogénov. halogenidy kovov sú vo vode väčšinou dobre rozpustné a prakticky úplne ionizované. v halogénvodíkoch sa polarita väzby v molekulách HX v smere od HI k HF výrazne znižuje. vodné roztoky halogénvodíkov sú, okrem HF, silné kyseliny.

89. Halogenidy: sú soli halogénvodíkových kyselín. vznikajú napr. reakciou kovu s halogénvodíkovou kyselinou. nemôžu vzniknúť priamou reakciou kovu s halogénom. vznikajú napr. reakciou CaCO6 a HCl.

90. V ľudskom organizme sú najviac zastúpené soli kyseliny: uhličitej. fosforečnej. chlorovodíkovej. jodovodíkovej.

91. V kyselinách HClO, HClO2, HClO3, HClO4 v uvedenom poradí: rastie sila kyselín. rastú redukčné vlastnosti. rastie schopnosť odštiepiť katión vodíka. narastá oxidačné číslo chlóru.

92. O jóde neplatí: jeho roztok v metanole sa používa na dezinfekciu. vytvárajú dvojatómové molekuly. rozpúšťa sa v roztoku jodidu draselného. z jodidov ho možno vytesniť brómom.

93. Ak jód sublimuje zanikajú: medzimolekulové väzby. štruktúra atómov. van der Waalsove sily. kovalentné väzby.

94. Kyslík: patrí medzi najelektronegatívnejšie prvky. molekulový je stabilnejší a menej reaktívny ako atómový. s vodou tvorí katióny H3O+. v peroxide vodíka je jednoväzbový.

95. O kyslíku platí: v oxidoch s nekovmi tvorí kyslík väzby prevažne kovalentného charakteru. v zlúčeninách môže byť maximálne štvorväzbový. vzniká rozkladom H2O2 v prítomnosti MnO2. pri búrkach vzniká z kyslíka ozón.

96. Kyslík: si stabilizuje valenčnú vrstvu prijatím dvoch elektrónov alebo vytvorením dvoch kovalentných väzieb. sa vyskytuje v zlúčeninách v oxidačných číslach od -II až po VI. molekulový je stabilnejší, lebo atómy kyslíka sú viazané v molekule dvojitou väzbou. je najrozšírenejší prvok na Zemi.

97. Oxidy: môžu byť kyselinotvorné, zásadotvorné alebo amfoterné. delíme podľa štruktúry na iónové, atómové a molekulové. vznikajú len priamym zlučovaním s kyslíkom. sú všetky rozpustné vo vode, lebo sú to polárne látky.

98. Peroxid vodíka H2O2: je v bezvodom stave výbušný. má štruktúru H-H-O-O. ako 3% roztok sa používa na dezinfekciu. vo väčšine reakcií má oxidačné účinky.

99. Molekula vody: má polárne kovalentné väzby a väzbový uhol približne 104°. v koordinačných zlúčeninách sa môže viazať ako centrálny atóm. má atómy vodíka a kyslíka viazané vodíkovými väzbami, preto má vysokú teplotu varu. môže tvoriť hydráty.

100. Tvrdosť vody: môže byť trvalá alebo prechodná. trvalá je spôsobená najmä prítomnosťou síranu vápenatého a horečnatého. prechodná sa nedá odstrániť varom. prechodná sa odstráni varom, pričom dochádza k reakcii Ca(HCO3) = CaCO3 + H2O + CO2.

101. Prechodnú tvrdosť vody: spôsobuje prítomnosť hydrogénuhličitanov prvkov I.A a II.A skupiny. spôsobuje prítomnosť Ca(HCO3)2 a Mg(HCO3)2. odstránime pridaním sódy alebo varom. odstránime chlórovaním vody.

102. Trvalá tvrdosť vody: sa dá odstrániť pridaním Na2CO3. je spôsobená prítomnosťou hlavne CaSO4 a MgSO4. sa môže odstrániť pridaním sódy podľa rovnice CaSO4 - Na2CO3 = Na2SO4 + CaCO3. sa nedá odstrániť.

103. Sulfán: je zapáchajúci jedovatý plyn. vzniká rozkladom bielkovín. má len redukčné účinky. je kvapalina, pretože medzi molekulami sulfánu sa tvoria vodíkové väzby.

104. Sulfán: má len redukčné účinky, pretože síra je v oxidačnom čísle -II. je kvapalina nepríjemného zápachu, lebo medzi molekulami sulfánu sa tvoria vodíkové väzby. sa vo vode rozpúšťa a tvorí kyselinu sulfánovú. má atómy vodíka a síry viazané polárnou kovalentnou väzbou.

105. Schopnosť tvoriť dlhé reťazce: má len uhlík. môže aj kremík a bór. môžu atómy, ktoré majú elektronegativitu väčšiu ako 2,00. majú všetky biogénne prvky.

106. Vyberte pravdivý výrok: atómy uhlíka v grafite majú hybridizáciu sp2. atómy uhlíka v diamante majú hybridizáciu sp3. atómy uhlíka v grafite sú viazané 4 kovalentnými nepolárnymi väzbami. sadze a živočíšne uhlie sú amorfné modifikácie uhlíka.

107. Oxid uhoľnatý: je pre človeka jedovatý, lebo sa nevratne viaže na hemoglobín. vzniká napr. pri horení metánu za nedostatočného prístupu vzduchu. používa sa aj na nepriamu redukciu kovov, napr. pri výrobe železa. sa rozpúšťa vo vode a tvorí slabú kyselinu uhličitú.

108. Oxid uhoľnatý: je len oxidačné činidlo. je len redukčné činidlo. má oxidačné aj redukčné účinky. sa využíva pri výrobe železa na nepriamu redukciu oxidu železitého.

109. O oxide uhličitom platí: je lepšie rozpustný v studenej vode ako v teplej. vo vode sa nerozpúšťa, lebo jeho molekuly netvoria dipóly. vzniká dokonalým spaľovaním uhlia alebo uhľovodíkov. má redukčné účinky.

110. Oxid uhičitý: je reaktívnejší ako CO. jeho molekula je nepolárna. má oxidačné aj redukčné účinky. sa nachádza v ľudskom organizme.

111. Zlúčenina COCl2: sa používa v medicíne ako súčasť narkózy. vzniká zlučovaním oxidu uhoľnatého s chlórom. je veľmi dobré rozpúšťadlo hlavne organických zlúčenín. je fosgén, je veľmi jedovatý a používal sa ako bojový plyn.

112. O uhlíku platí: má redukčné účinky. s prvkami s nižšou elektronegativitou tvorí karbidy. zlučovaním so sírou vzniká sírouhlík CS2. sa v prírode nenachádza voľný, lebo je veľmi reaktívny.

113. Amorfná modifikácia uhlíka je: tuha. sadze. diamant a aktívne uhlie. tuha a sadze.

114. Prvky p: sú prvky, ktoré majú na valenčnej vrstve v orbitále p 1 až 8 elektrónov. sú prvky všetkých A skupín. sú prvky III.A až VIII.A skupiny. sú napr. vodík, dusík, síra a fluór.

115. O p prvkoch platí: všetky sú kovy. od III.A po VII.A skupinu rastie elektronegativita a kyselinotvorný charakter. majú všeobecnú konfiguráciu valenčnej vrstvy ns^2, np^1-6. sú kovy, nekovy a polokovy.

116. Prvky II.A skupiny: všetky sú kovy alkalických zemín. majú nižšie hodnoty prvej ionizačnej energie ako alkalické kovy. majú vyššie hodnoty prvej ionizačnej energie ako alkalické kovy. sú menej reaktívne ako prvky I.A skupiny.

117. Pary prchavých zlúčenín s prvkov farbia plameň: Li na karmínovočerveno. Na na zeleno. draslík na slabo fialovo a rubídium na ružovofialovo. sodík na žlto.

118. O prvkoch III.A skupiny platí: všetky sú kovy. bór tvorí len kovalentné väzby. hliník okrem kovalentných zlúčenín tvorí aj hydratovaný katión [Al(HO)6]3+. tálium má podobné vlastnosti ako alkalické kovy.

119. Prvky VI.A skupiny: sa nazývajú chalkogény. okrem kyslíka sú všetky za normálnych podmienok tuhé látky. v prírode sa vyskytujú len vo forme zlúčenín. na orbitále p majú šesť elektrónov.

120. Kyselina sírová: je silná kyselina a v koncentrovanom stave je silne hygroskopická. koncentrovaná má slabé oxidačné účinky. tvorí soli sírany a dihydrogénsírany. tvorí soli sírany a hydrogénsírany.

121. O kyseline sírovej platí: vyrába sa reakciu SO3 s vodou. pri riedení klesajú jej kyslé účinky a rastú oxidačné účinky. pri riedení lejeme vždy vodu do kyseliny. v koncentrovanom stave má silné oxidačné účinky.

122. Oxid siričitý: vzniká neúplným spaľovaním síry alebo fosílnych palív. má len oxidačné účinky. má oxidačné aj redukčné účinky. ak sa nachádza v ovzduší, spôsobuje kyslé dažde.

123. Vyberte reakcie, v ktorých oxid siričitý má redukčné účinky: 2SO2 + O2 = 2SO3. SO2 + H2O = H2SO3. SO2 + H2S = 3S + 2H2O. SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O.

124. Prvky V.A skupiny: sú N, F, As, Sn, Bi. na orbitále p majú tri nespárené elektróny. valenčnú vrstvu si stabilizujú vytvorením troch kovalentných väzieb. tvoria anióny M3-.

125. Dusík: jeho molekula N2 je mimoriadne stabilná, čoho prejavom je značná inertnosť dusíka. má maximálnu väzbovosť štyri. maxilmálne kladné oxidačné číslo je V a záporné -V. stabilizuje si valenčnú vrstvu len vytvorením troch nepolárnych kovalentných väzieb.

126. Pre dusík platí: má vždy väzbovosť 3. jeho maximálna väzbovosť je 4. môže sa zlučovať s kyslíkom a tvoriť oxidy, v ktorých má oxidačné číslo -III až VI. za normálnej teploty je nereaktívny.

127. Molekula dusíka je stabilnejšia ako atóm dusíka, lebo: v molekule dusíka majú oba atómy dusíka elektrónovú konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu. molekula dusíka má väčšiu hmotnosť ako atóm dusíka. molekula dusíka je nepolárna. vznik molekuly N2 je reakcia exotermická.

128. Amoniak: má vzorec NH4. má vzorec NH3. má zásaditý charakter. v koordinačných zlúčeninách vystupuje ako centrálny atóm.

129. O amoniaku platí: môže sa pripraviť reakciou dusíka s vodíkom. jeho molekuly sa navzájom spájajú vodíkovými väzbami. najčastejšie sa správa ako kyselina. pri laboratórnych podmienkach je bezfarebný plyn; nerozpúšťa sa vo vode.

130. Amoniak: je hlavným konečným produktom rozkladu bielkovín u človeka. s kyselinami tvorí amónne soli. je podľa Bronsteda kyselina. je podľa Bronsteda zásada.

131. Pri vzniku katiónu NH4+: vzniká vodíková väzba. vzniká iónová väzba. vzniká donorno-akceptorová väzba. vznikajú tri kovalentné väzby a jedna koordinačná kovalentná väzba.

132. Vyberte správne reakcie: 2NH3 + 6HCl = 2NCl3 + 3H2. 4NH3 + 5O2 = 4NO + 6H2O. NH3 + H2O =NH2- + H3O+. NH3 + HBr = NH4Br.

133. Kyslikaté zlúčeniny dusíka: sú oxidy, v ktorých má dusík oxidačné číslo I, II, III, IV alebo V. všetky okrem N2O sú toxické. N2O sa nazýva rajský plyn. sú veľmi nestále a za normálnych podmienok sa rozkladajú.

134. Kyselina dusitá: má vzorec HNO2. je silná kyselina. jej soľ dusitan sodný sa používa v potravinárskom priemysle. tvorí soli dusitany a hydrogéndusitany.

135. Kyselina dusičná: má silné oxidačné aj redukčné účinky. reaguje takmer so všetkými kovmi, okrem zlata a platiny. vzniká reakciou oxidu dusitého s vodou. tvorí soli dusičnany a dusitany.

136. Vyberte správne reakcie kyseliny dusičnej: Cu + HNO3 = Cu(NO3)2 + H2. 2NaOH + HNO3 = Na2NO3 + H2O. 3Cu + 8HNO3 = 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4H2O. 4Zn + 10HNO3(aq) = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O.

137. Fosfor: sa nachádza vo forme vápenatých a horečnatých solí v kostiach a zuboch. sa nachádza aj v polysacharidoch. je súčasťou nukleových kyselín. je dôležitou súčasťou bielkovín.

138. Biely fosfor: je veľmi reaktívny a jedovatý. je menej reaktívny ako červený fosfor. má oveľa nižšiu zápalnú teplotu ako červený. vedie elektrický prúd rovnako ako čierny.

139. Biely fosfor: nie je jedovatý. pri horení bieleho fosforu vzniká P4O6 a P4O10. tvorí molekuly P2. tvorí molekuly P4.

140. O fosfore platí: patrí medzi p3 prvky. s vodíkom tvorí fosfidy. patrí medzi biogénne mikroprvky. tvorí tri alotropické modifikácie: biely, červený a čierny fosfor.

141. Kyselina trihydrogénfosforečná: vzniká reakciou oxidu fosforečného s vodou. tvorí soli dihydrogénfosforečnany, hydrogénfosforečnany a fosforečnany. patrí medzi najsilnejšie kyseliny. už pri izbovej teplote má silné oxidačné účinky.

142. Vyberte čo neplatí o kremíku: na rozdiel od uhlíka, kremík netvorí stabilné reťazce, väzba Si-Si je slabšia ako väzba C-C. tvorí veľmi stabilné zlúčeniny, v ktorých sa striedajú atómy -Si-O-. je typický nekov. s vodíkom tvorí silicidy, ktoré sú analógmi alkánov.

143. O oxide kremičitom platí: tavením s alkalickými hydroxidmi vznikajú kremičitany. reaguje s fluorovodíkom podľa rovnice SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O. patrí medzi ionové oxidy. je dobre rozpustný vo vode.

144. Amfoterný charakter hydroxidu hlinitého dokazujú rovnice: Al(OH)3 + 3H2SO4 =Al(SO4)3 + 6H2O. Al(OH)3 + 3H3O+ = [Al(H2O)6]3+. Al(OH)3 + NaCl = Na[Al(OH)4] + HCl. Al(OH)3 + OH- = [Al(OH)4]-.

145. Prvky III.A skupiny: si stabilizujú valenčnú vrstvu prijatím troch elektrónov. sú všetko kovy. tvoria len kovalentné väzby. okrem bóru sú kovy.

146. O kovoch všeobecne platí: ich atómy sú v kryštálovej mriežke viazané kovovou väzbou. všetky kovy reagujú s kyselinami, pričom vzniká soľ a voda. fyzikálne vlastnosti kovov závisia od počtu valenčných elektrónov, ktoré sa zapájajú do kovovej väzby. majú vysoké hodnoty ionizačnej energie.

147. Kovy možno získať: redukciou z ich oxidov. len redukciou uhlíkom. redukciou uhlíkom, hliníkom alebo elektrolyticky. oxidáciou.

148. Vyberte rovnicu priamej redukcie železa: Fe2O3 + 2CO = 2 CO2 + 2Fe. Fe2O3 + 3C = 3CO + 2Fe. FeO + CO = CO2 + Fe. FeO + CO2 = Fe + CO3.

149. Hliník sa vyrába z bauxitu: redukciou uhlíkom. aluminotermicky. elektrolýzou taveniny oxidu hlinitého s kryolitom pri vysokej teplote. elektrolýzou kryolitu.

150. Vápnik: sa v ľudskom organizme nachádza vo forme katiónov Ca2+ alebo viazaný vo forme fosforečnanov. sa zapája do hlavných regulačných mechanizmov činnosti buniek. je dôležitý pri udržovaní normálnej dráždivosti srdcového svalu, nervov, je antagonistom draslíka. sa nachádza spolu s horčíkom v chlorofyle.

151. Prvky d: sú prvky, ktorých atómy majú valenčné elektróny v orbitáloch ns^1-2, (n 1)d^1-10. majú na poslednej elektrónovej vrstve 1 až 2 elektróny. poskytujú do kovovej väzby elektróny z orbitálov s, p, d, preto majú dobré fyzikálne vlastnosti. v periodickej sústave prvkov sa nachádzajú len v tretej a štvrtej perióde.

152. Pre d prvky platí: majú veľmi dobré fyzikálne vlastnosti (okrem Hg, Zn, Cd), pretože na kovovej väzbe sa podieľajú valenčné elektróny najmä z neúplne obsadených d orbitálov. môžu sa vyskytovať v oxidačných číslach -I, -III, II, III, V, VI. bezfarebné sú katióny d prvkov, ktoré majú prázdny alebo dobudovaný d orbitál. v koordinačných zlúčeninách vystupujú ako akceptory elektrónov.

153. Prvky d: v komplexných zlúčeninách sú donormi elektrónového páru. vystupujú v komplexných zlúčeninách ako centrálne atómy. majú na valenčnej vrstve v orbitále np 6 elektrónov a na orbitále (n-1)d 1-10 elektrónov. na predposlednej vrstve majú 18 elektrónov.

154. Centrálny atóm má oxidačné číslo II v zlúčenine: K3[Cr(H2O)4(CN)6]. [Pt(NH3)6]3[Fe(CN)6]2. [Cu(NH3)4]Cl2. [Ni(H2O)3](NO3)2.

155. Komplexne viazaný katión kovu sa nachádza v molekule: kyseliny cholovej. žlčových farbív bilirubínu a biliverdínu. chlorofylu. vitamínu B12.

156. Železo sa nachádza: katión Fe2+ v hemoglobíne. katión Fe3+ v cytochrómoch. katión Fe2+ v chlorofyle. katión Fe3+ v žlčových farbivách.

157. Chemická väzba: je sila, ktorá viaže atómy v molekule. je tvorená voľným elektrónovým párom. vzniká medzi atómami alebo molekulami. môže byť jednoduchá, dvojitá , trojitá alebo štvoritá.

158. Väzbová energia: je rovnako veľká ako aktivačná energia. je rovnako veľká ako disociačná energia. sa uvoľní alebo spotrebuje pri vzniku chemickej väzby, podľa toho, či ide o exotermickú alebo endotermickú reakciu. je energia, ktorá sa uvoľní pri vzniku chemickej väzby.

159. O chemickej väzbe možno povedať: je tým pevnejšia, čím väčšia väzbová energia sa uvoľní pri jej vzniku. že vzniká medzi atómami s vysokou elektronegativitou. na jej rozštiepenie je potrebné dodať disociačnú energiu. je tým pevnejšia, čím menšia energia sa uvoľní pri jej vzniku.

160. O chemickej väzbe platí: pri vzniku chemickej väzby sa energia spotrebuje alebo uvoľní podľa typu reakcie. pri vzniku chemickej väzby sa uvoľní väzbová energia. čím väčšia väzbová energia sa uvoľní pri jej vzniku, tým je väzba pevnejšia. je tým pevnejšia, čím väčšia disociačná energia je potrebná na jej štiepenie.

161. Vyberte správne výroky o chemickej väzbe: v kovalentnej väzbe je elektrónový pár spoločný pre oba zlúčené atómy. kovalentná väzba môže byť len jednoduchá. môže sa štiepiť vplyvom činidiel homolyticky alebo heterolyticky. môže byť jednoduchá, dvojitá alebo trojitá.

162. Stabilita molekuly závisí: od počtu atómov v molekule. len od polarity väzby. od veľkosti väzbovej energie, ktorá sa spotrebuje pri jej vzniku. od veľkosti väzbovej energie, ktorá sa uvoľní pri jej vzniku.

163. Kovalentná väzba: môže byť väzba sigma alebo pí. môže byť len jednoduchá. je jednoduchá alebo násobná. môže byť nepolárna, polárna.

164. Nepolárna kovalentná väzba sa nachádza v molekulách: NaCl, CH4, NH3. Cl2, N2, O2. H2O, NH3, HCl. HCl, H2O, CO.

165. O kovalentnej väzbe platí: vzniká len medzi rovnakými atómami. atómy z väzby zdieľajú spoločný elektrónový pár. sa nachádza medzi molekulami vody. je napr. väzba peptidová.

166. Atómy sa zlučujú: preto, aby dosiahli el.konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu. aby sa zvýšila ich vnútorná energia. aby mali na valenčnej vrstve čo najviac nespárených elektrónov. preto, aby sa znížila vnútorná energia vzniknutého systému.

167. Polarita chemickej väzby: je posun elektrónového obalu atómu na stranu elektronegatívnejšieho atómu. je posun väzbového elektrónového páru na stranu elektronegatívnejšieho atómu. sa vypočíta z rozdielu protónových čísiel viazaných atómov. sa určuje z rozdielu elektronegativít zlúčených atómov.

168. Koordinačná väzba: vzniká vtedy, ak jeden atóm je donorom a druhý akceptorom elektrónového páru. sa nachádza v molekule amoniaku. vzniká tak, že jeden atóm poskytne do väzby elektrónový pár a druhý atóm prázdny orbitál. môže byť iónová.

169. Centrálnym atómom v daných zlúčeninách je: jód v K3[AgI4]. Fe v KFe(SO4)2. Ni v [Ni(NH3)6]SO4. K v K3[Fe(CN)6].

170. Väzba sigma: vzniká aj prekryvom orbitálov d-d. vzniká vtedy, ak najväčší prekryv orbitálov je na spojnici atómových jadier. vzniká len medzi orbitálmi px. nachádza sa v jednoduchej, dvojitej aj trojitej kovalentnej väzbe.

171. Násobná kovalentná väzba: je pevnejšia ako jednoduchá. je kratšia ako jednoduchá. je tvorená jednou väzbou sigma a tromi väzbami pí. predstavuje zníženú elektrónovú hustotu.

172. V bromide amónnom: sa nachádza jedna väzba pí, 4 väzby sigma. sú dve iónové väzby a 3 polárne kovalentné väzby. sú 3 kovalentné polárne väzby, jedna iónová a jedna koordinačná väzba. sa nachádzajú len kovalentné väzby.

173. Vyberte dvojice, v ktorých sa nachádza koordinačná väzba: CH4; CHCl. H3O+;NH4+. [Cu(NH3)4]Cl2; KCr(SO4)2. [Ni(H2O)3](NO3)2; NH4Cl.

174. Vyberte správny výrok: väzba sigma vzniká prekrytím orbitálov na spojnici atómových jadier. väzba pí vzniká prekrytím orbitálov nad a pod spojnicou atómových jadier. väzba pí sa nachádza napr. v molekulách Cl2, H2, N2, O2. väzba sigma aj väzba pí môžu existovať nezávisle na sebe.

175. Vyberte správny výrok: jednoduchá kovalentná väzba vzniká medzi atómami ak rozdiel v hodnote ich elektronegativít je menší ako 1,7. molekula CO aj CO2 sú polárne. koordinačná väzba, ktorá sa volá aj donorno-akceptorná, vzniká tak, že obidva väzbové elektróny poskytne len jeden atóm. vodíková väzba, ktorá sa volá aj vodíkový mostík, je silnejšia ako kovalentná väzba.

176. Vodíková väzba: je príčinou relatívne vyššieho bodu varu zlúčenín, ktoré ju tvoria, napr. vody. sa nachádza medzi molekulami všetkých uhľovodíkov. vzniká aj v molekulách bielkovín. podmieňuje dobrú rozpustnosť etanolu vo vode.

177. Molekula amoniaku: má tvar pravidelného štvorstenu, pretože atóm dusíka má na valenčnej vrstve 3 nespárené elektróny. má väzbové uhly 107°. môže s molekulami vody tvoriť vodíkové väzby. má väzbové uhly 109°.

178. Vyberte, čo platí pre iónový kryštál. v kryštálovej mriežke medzi katiónmi a aniónmi pôsobia silné elektrostatické príťažlivé sily. v pevnom skupenstve veľmi dobre vedie elektrický prúd. je tvrdý, krehký, s vysokou teplotou topenia. je dobre rozpustný v benzéne.

179. O iónových zlúčeninách platí: sú rozpustné v polárnych zlúčeninách. ich taveniny vedú elektrický prúd. ich kryštály sú dobré vodiče tepla a elektrického prúdu. sú sypké.

180. Atómový kryštál: tvoria atómy uhlíka v hybridizácii sp2, sp3. je veľmi stabilný, pretože medzi atómami pôsobia pevné polárne kovalentné väzby. tvoria aj zlúčeniny SiO2, SiC. má vysokú teplotu topenia, nevedie elektrický prúd a je veľmi tvrdý.

181. Grafit, tuha: vedie elektrický prúd. je tvorená atómami uhlíka v hybridizácii sp2, takže každý atóm C tvorí tri pevné kovalentné väzby. je stierateľná, pretože nespárené elektróny na valenčnej vrstve sú čiastočne delokalizované a jednotlivé vrstvy sú viazané len slabými van der Waalsovými silami. tvorí molekulový kryštál.

182. Kryštál oxidu uhličitého: tvorí typický molekulový nepolárny kryštál. je stabilný pri vyšších teplotách. v kryštálovej mriežke sú molekuly CO2 viazané vodíkovými väzbami. je nestabilný, prchavý.

183. Vodíková väzba: sa nachádza napr. v molekule vody. vzniká medzi molekulami, v ktorých je atóm vodíka naviazaný polárnou väzbou na atóm kyslíka, fluóru alebo dusíka. sa nachádza v molekulách bielkovín. nemá žiadnu úlohu pri translácii.

184. Vodíková väzba: sa uplatňuje pri replikácii DNA. je medzi molekulami aminokyselín v primárnej štruktúre proteínov. je príčinou vzniku glykozidovej väzby. sa nachádza v sekundárnej a terciárnej štruktúre proteínov.

185.Van der Waalsove sily: sú veľmi slabé medzimolekulové sily, ktoré vznikajú medzi okamžitými dipólmi. uplatňujú sa napr. pri terciárnej štruktúre bielkovín. sú asi 100-krát slabšie ako chemická väzba. sú silnejšie ako vodíková väzba.

186. Van der Waalsove sily: sú také slabé, že nemajú vplyv na vlastnosti nepolárnych molekulových kryštálov. sa nachádzajú v molekulách nukleových kyselín. sa uplatňujú pri terciárnej štruktúre proteínov. sa nachádzajú v molekulách polysacharidov.

187. Chemický dej je dej: pri ktorom sa mení štruktúra látok, napr. topenie ľadu. pri ktorom zanikajú vodíkové väzby. pri ktorom sa mení zloženie a štruktúra látky. pri ktorom pôvodné väzby v reaktantoch zanikajú a nové chemické väzby v produktoch vznikajú.

188. Predpokladom vzniku chemickej väzby medzi dvomi časticami je: len zrážka dvoch častíc. zrážka dvoch častíc, ktoré majú aktivačnú energiu. zrážka dvoch častíc, ktoré majú vhodnú orientáciu. aj vytvorenie prechodového komplexu.

189. Aktivačná energia: je vo vzťahu k rýchlosti chemickej reakcie. je energia, ktorá vzniká pri exotermických reakciách. pre endotermické reakcie je záporná. exotermických reakcii je menšia ako endotermických.

190. Hodnotu aktivačnej energie: vypočítame z rozdielu potenciálnej energie produktov a reaktantov. vypočítame z rozdielu potenciálnej energie prechodového komplexu a potenciálnej energie reaktantov. vypočítame z rozdielu potenciálnej energie prechodového komplexu a potenciálnej energie produktov. ovplyvňuje prítomnosť katalyzátora.

191. Chemické reakcie delíme na: jednoduché a zložité. anabolické a katabolické. protolytické, redoxné, zrážacie a komplexotvorné. adičné, substitučné, eliminačné.

192. Podstatou protolytickej reakcie je: prenos vodíka. prenos kyslíka. výmena H3O+ za OH-. prenos katiónu vodíka H+.

193. Protolytickú reakciu vyjadruje rovnica: N2 + 3H2 = 2NH3. HCl + H2O = H3O+ + Cl-. H2SO4 + Ca(OH)2 = CaSO4 + 2H2O. CaCl2 + Na2SO4 = CaSO4 + 2NaCl.

194. Vyberte protolytické reakcie: AgNO3 + KCl = AgCl + KNO3. 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2. 2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O. NH3 + HCl = NH4Cl.

195. Medzi protolytické reakcie môžeme zaradiť: NH4+ + H2O = NH3 + H3O+. HCO3- + H2O = H2CO3 + OH-. SO2 + H2O = H2SO3. CaO + H2O = Ca(OH)2.

196. Podstata redoxných reakcii je: prenos katiónu vodíka. prenos elektrónov. výmena oxidačných činidiel. dehydratácia.

197. V reakcii manganistanu draselného s peroxidom vodíka je oxidovadlo: draslík. kyslík. vodík. mangán.

198. V reakcii manganistanu draselného s peroxidom vodíka je redukovadlo: mangán. kyslík. vodík. draslík.

199. Oxidačné aj redukčné účinky má. HNO3. H2S. HClO. HCl.

200. Reakčné teplo: je teplo, ktoré si sústava pri reakcii vymieňa s okolím. vyjadruje v kJ/mol. závisí od skupenstva reagujúcich látok a od teploty. je teplo, ktoré treba dodať, aby látky mohli reagovať.

201. Reakčné teplo: závisí od aktivačnejenergie. súvisí s rýchlosťou chemickejreakcie. je teplo, ktoré si reakčná sústavavymieňa s okolím. závisí od spôsobu , akýmprebieha 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.

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.

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.