Тема I «Виды концентраций. Закон эквивалентов»

1. фактор эквивалентности серной кислоты в реакции H₂SO₄ + 2NaОН→ Na₂SO₄ + 2Н₂О имеет значение

1) 1                  2) 2            3) 1/2         4) 1/3

 

2. Молярная масса эквивалента в г/моль экв уксусной кислоты равна

1) 20                2) 30          3) 15          4) 60

3. единицы измерения моляльности

1) г/мл 2) моль/л   3) моль/кг  4) моль экв/л

 

4. моляльная концентрация раствора, содержа-щего 18 г глюкозы и 720 г воды равна

1) 0, 139 2) 7, 2         3) 0, 025     4) 0, 0025

 

5. Для приготовления 0, 5л раствора с титром 0, 0106г/мл необходима масса карбоната натрия

1) 0, 02             2) 0, 0053   3) 5, 3       4) 0, 56

 

6. массы растворенного вещества и раствори-теля в 40г водного раствора хлорида натрия с ω =20% соответственно равны

1) 2г, 38г 2) 8г, 32г 3) 20г, 20г 4) 32г, 8г

 

7. для приготовления 1л изотонического раство-ра с ω =0, 9% и ρ =1г/мл необходима масса хлорида натрия

1) 90г   2) 900г   3) 0, 9г        4) 9г

8. Молярная концентрация эквивалента в моль экв/л 1л раствора, содержащего 24, 5г серной кислоты, составляет

1) 0, 5               2) 0, 25       3) 2            4) 4

 

9. на нейтрализацию 8 мл раствора NaOH потребовалось 20мл раствора HCl с С^э_(НCl)= 0, 1 моль экв/л молярная концентрация эквивален-та раствора гидроксида натрия равна

1) 4                  2) 0, 25       3) 0, 04       4) 16

 

10. для полного осаждения всего серебра из раствора, содержащего 3, 4 г нитрата серебра необходим объем раствора хлорида натрия с С^э_(NaCl)= 0, 16 моль экв/л в мл

1) 0, 25             2) 125        3) 4            4) 0, 5

 

11. ОБЪЕМ В МЛ 0, 1н СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ, ПОЛУЧЕННЫЙ ПРИ РАЗБАВЛЕНИИ 10 МЛ КОНЦЕНТРИРОВАННОГО РАСТВОРА ЭТОЙ ЖЕ КИСЛОТЫ С  ω =18% И ρ = 1, 082 г/мл

1) 533, 5           2) 1, 874     3) 1874                  4) 0, 5335

Тема II «Термодинамика»

 

1. Закрытая система

1) не обменивается с окружающей средой ни массой, ни энергией

2) тело или группу тел, отделенных от окружающей среды физической или воображаемой границей

3) обменивается с окружающей средой и массой, и энергией

4) обменивается с окружающей средой только энергией

 

2. формулировка Второго закона термодина-мики

1) тепловой эффект реакции равен сумме изменения внутренней энергии и совершенной работы

2) тепловой эффект реакции, протекающей при постоянном объеме или давлении, не зависит от промежуточных стадий, а определяется лишь начальным и конечным состоянием системы

3) в изолированной системе самопроизвольные процессы протекают в сторону увеличения энтропии

4) скорость реакции прямо пропорциональна концентрациям реагентов

 

3. «Тепловой эффект реакции не зависит от того, по какому пути осуществляется превращение, а определяется лишь началь-ным и конечным состоянием системы». Это формулировка

1) правила Вант-Гоффа

2) закона Гесса

3) 1 закона термодинамики

4) II закона термодинамики

 

4. Стандартная энтальпия образования Р₂О₅ соответствует энтальпии реакции

1) 2Р + 5/2О₂ = Р₂О₅                               

2) 4Р + 5О₂ = 2Р₂О₅

3) Р + 5/4О₂ = ½ Р₂О₅                             

4) Р₂О₅ = 2Р + 5/2О₂

 

5. Стандартная энтальпия сгорания СН₃ОН соответствует энтальпии реакции

1) СН₃ОН + О₂ = НСООН + 4Н₂О

2) 2СН₃ОН + 3О₂ = 2СО₂ + 4Н₂О

3) СН₃ОН + 3/2О₂ = СО₂ + 2Н₂О

4) С + 2Н₂ + ½ О₂ = СН₃ОН

 

6. Тепловой эффект ∆ Н^о реакции 2Н₂О = 2Н₂ + О₂  Равен

1) -483, 6 кДж/моль;                                

2) +483, 6 кДж/моль;

3) -241, 8 кДж/моль;                                

4) +241, 8 кДж/моль.

7. математический вид второго следствия из закона Гесса

1) ∆ Н = ∆ U + p∆ V

2) ∆ H^o_{реакции} = ∑ ∆ H^o_{f (прод.)} - ∑ ∆ H^o_{f (исх. в-в)}

3) ∆ H^o_f = -∆ H^o_разл.

4) ∆ H^o_{реакции} = ∑ ∆ H^o_{сгор.(исх. в-в)} - ∑ ∆ H^o_{сгор.(прод.)}

 

8. Физический смысл 1 закона термодинамики

1) самопроизвольному протеканию реакции способствует увеличение беспорядка

2) самопроизвольному протеканию реакции способствует уменьшение энергии

3) самопроизвольному протеканию реакции способствует уменьшение беспорядка

4) самопроизвольному протеканию реакции способствует увеличение энергии

 

9. формула, по которой нельзя рассчитать ∆ G реакции:

1) ∆ G^o + RTlnK_p                         

2)

3) ∆ H - T∆ S                                            

4) ∑ ∆ G^o_{f прод.} - ∑ ∆ G^o_{f исх.в-в}

 

10. единицы измерения стандартной энтропии вещества

1) кДж;                          2) кДж/моль

3) Дж/моль·К        4) Дж/К

 

11. Физический смысл внутренней энергии U

1) общая энергия расширенной системы

2) суммарный запас потенциальной и кинетической энергии электронов, ядер и других частиц

3) мера беспорядка или вероятности состояния системы

4) функция состояния, отражающая влияние двух тенденций энергетической и статистической

 

12. ∆ Н < 0, ∆ S > 0. возможно самопроизвольное протекание реакции при

1) при любой температуре

2) при высокой температуре

3) при низкой температуре

4) реакция невозможна ни при каких температурах

 

13. формула для расчета температуры состояния равновесия

1) ∆ G^о = ∆ H^о - T∆ S^о, где ∆ G ≠ 0 

2) ∆ H^о = T∆ S^о

3) pV = ν RT

4) S = Q/T

 

14. Возможно ли термодинамическое равнове-
сие в системе   N_{2 (г)} + 2О_{2 (г)} = 2NO_{2 (г)}; ∆ Н > 0

1) невозможно, т.к. энтальпийный и энтропийный факторы вызывают прямую реакцию

2) невозможно, т.к. энтальпийный и энтропийный факторы вызывают обратную реакцию

3) возможно, т.к. энтальпийный и энтропийный факторы действуют в разных направлениях

 

15. Для какой величины нельзя определить абсолютное значение:

1) энтропия

2) внутренняя энергия

3) температура

4) концентрация

Тема III «Химическая кинетика.

Химическое равновесие»

 

1. Скоростью гомогенной химической реакции называется:

1) промежуток времени, за которое происходит полное превращение исходных веществ в продукты реакции

2) число элементарных актов химической реакции, происходящих в ед. времени в единице объема

3) время, в течение которого превращается половина взятого количества вещества

2. Энергия активации – это:

1) энергия, необходимая для отрыва электрона от атома

2) избыточная, по сравнению со средней энергией молекул, необходимая для химического взаимодействия между ними

3) энергия, выделяющаяся (или поглощающаяся) при разложении 1 моль вещества.

3. при увеличении давления в системе в 10 раз, скорость прямой реакции Н_2(г) + Сl_2(г) ↔ 2HCl_(г) увеличится в ___раз

1)10                 2) 20          3)100        4) 50

 

4. закон действующих масс для реакции:

ВаСО_{3 к} = ВаО _к + СО_{2 г}

1)                      2)          

3)                    4)

 

5. при увеличении концентрации Н₂ в 2 раза

  скорость реакции 3Н_{2 г} + N_{2 г} = 2NH_{3 г}

1) уменьшится в 2 раза             

2) увеличится в 2 раза

3) уменьшится в 8 раз;               

4) увеличится в 8 раз

 

6. Температурный коэффициент равен 2. ско-
рость реакции возросла в 8 раз. Температуру увеличили 

1) на 30^о 2) на 9^о           3) на 27^о    4) на 3^о

7. давление в системе уменьшили в 2 раза. скорость реакции 2SO_2г + О_2г = 2SO_{3ж г}  

1) увеличится в 4 раза                           

2) уменьшится в 16 раз

3) уменьшится в 8 раз               

4) увеличится в раз

 

8. Уравнение Аррениуса

1)               

2) Е_акт = ∆ Н         

3) V = k∙ C                                   

4)

 

9. концентрация вещества А – 0, 1 моль/л. Константа скорости реакции 2А _г + В _к → А₂В _кр равна 0, 15 л/моль. скорость данной реакции равна

1) 0, 025 2) 0, 1        3) 0, 0015   4) 0, 01

 

10. При 30^оС реакция заканчивается за 8 мин, а при 70 ^оС – за 0, 5мин. Температурный коэффициент этой реакции равен

1) 5                  2) 2             3) 3            4) 4

 

11. Химическим равновесием называется

1) динамическое равновесие, когда скорости прямой и обратной реакции равны, вследствие чего не меняются со временем концентрации реагирующих веществ

2) состояние системы, когда продукты реакции не взаимодействуют друг с другом при тех же условиях, в которых они получены

3) состояние системы, в которой концентрации реагирующих веществ меняются со временем

4) состояние системы, в которой протекает необратимая химическая реакция

12. Критерии термодинамического равновесия

1) ∆ G^o < 0        ∆ H^o < 0                  ∆ S^o > 0

2) ∆ G^o = 0        ∆ H^o > 0                  ∆ S^o > 0

3) ∆ G^o > 0        ∆ H^o > 0                  ∆ S^o < 0

4) ∆ G^o = 0        ∆ H^o  = T∆ S^o

 

13. ПРИ увеличениИ концентрации СО равновесие системы FeO + CO ↔ Fe + CO₂

1) сместится вправо

2) сместится влево

3) не изменится

 

14. Уравнение изотермы химической реакции для состояния равновесия

1) ∆ G = ∆ G^o + RTlnK_p;                            

2) ∆ G^o = -RTlnK_p

3) ∆ G = RTlnK_p                           

4) ∆ G^o = RTlnK_p

 

15. Основные факторы, определяющие состояние химического равновесия

1) температура                                 

2) давление

3) катализатор          

4) температура, концентрация реагирующих веществ, давление

 

16. Реакция протекает по уравнению А₂ + В₂ ↔ 2АВ, равновесные концентрации (в моль/л): [А₂] = 0, 45; [В₂] = 0, 2; [АВ] = 0, 3. Константа равновесия равна

1) 1                  2) 3, 33       3) 0, 3         4) 0, 1

17. Константа равновесия реакции: Н_2г +I_2г ↔ 2HI_г при парциальных давлениях участников реакции 0, 4 атм; 0, 2 атм; Р_HI = 0, 8 атм равна

1) 2;                  2) 5;            3) 1;            4) 8.

18. При увеличении давления в системе

    СО_(г) + 2Н_2(г) ↔ СН₃ОН_(г), Δ Н < 0

1) увеличивается выход продуктов

2) состояние равновесия меняется неоднозначно

3) состояние равновесия не изменяется

4) уменьшается выход продуктов

 

19. уменьшение объема сосуда приведет к смещению равновесия в том же направлении, что и понижение температуры В РЕАКЦИИ

1) N_2(г) + О_2(г) ↔ 2NO, Δ Н > 0

2) Fe₂O_3(к) + 3Н_2(г) ↔ 2Fe_(к) + 3Н₂О_(пар), Δ Н > 0

3) 2СО_(г) + О_2(г) ↔ 2СО_2(г); Δ Н < 0

4) СО_(г) + Н₂О_(г) ↔ СО_2(г) + Н_2(г), Δ Н < 0

 

20. Увеличение температуры вызывает смещение равновесия в сторону ______ реакции
1) экзотермической             
2)адиабатической
3) эндотермической            
4) изотермической

⇐ Предыдущая11121314151617181920Следующая ⇒

Поделиться: