Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!

Чем выше степень окисления d-элемента в соединении, тем в большей мере присущи ему окислительные свойства.

Характерной особенностью d-элементов является их сильновыраженная способность к образованию комплексных ионов. Многие соединения d-элементов имеют характерную окраску и проявляют (наряду с простыми веществами) каталитическую активность.

Простые вещества, которые образуют d-элементы, обладают более высокими температурами плавления и имеют большую плотность, чем металлы, образованные s-элементами. Это объясняется тем, что в образовании металлической связи у d-элементов принимают участие не только электроны внешнего слоя (один или два), но и неспаренные электроны с d-подуровня предвнешнего слоя. В результате металлическая связь становится более прочной.

Металлы, образованные d-элементами, являются лучшими проводниками электрического тока, чем щелочные и щелочноземельные металлы. Особенно это характерно для тех металлов, атомы которых имеют только один внешний s-электрон и полузаполненный (Cr, Mo) или заполненный (Cu, Ag, Au) d-подуровень предвнешнего слоя.

Биологическая роль d-элементов рассмотрена нами в главе «Комплексные соединения».

Качественные реакции на важнейшие биогенные элементы

1) на ион Mg²⁺

MgCl₂ + Na₂HPO₄ + NH₄OH = MgNH₄PO₄ + 2NaCl + H₂O

MgNH₄PO₄ – фосфат магния-аммония – белый кристаллический осадок

2) на ион Ba²⁺

BaCl₂ + H₂SO₄ = BaSO₄ + 2HCl

BaSO₄ – сульфат бария – белый мелкокристаллический осадок

3) на ион Ca²⁺

CaCl₂ + (NH₄)₂CO₃ = CaCO₃ + 2NH₄Cl

CaCO₃ – карбонат кальция – белый осадок

4) на ион Сr³⁺

Cr₂(SO₄)₃ + 6NH₄OH = 2Cr(OH)₃ + 3(NH₄)₂SO₄

Cr(OH)₃ – гидроксид хрома – серо-фиолетовый или серо-зеленый осадок

5) на ион Fe³⁺

4FeCl₃ + 3K₄[Fe(CN)₆] = Fe₄[Fe(CN)₆]₃ + 12KCl

Fe₄[Fe(CN)₆]₃ – берлинская лазурь – темно синий осадок

FeCl₃ + KSCN = [Fe(SCN)]Cl₂ + KCl

ион [Fe(SCN)]²⁺ – кроваво-красный раствор

6) на ион Fe²⁺

3FeSO₄ + 2K₃[Fe(CN)₆] = Fe₃[Fe(CN)₆]₂ + 3K₂SO₄

Fe₃[Fe(CN)₆]₂ – турнбулева синь – темно - синий осадок

7) на ион Cu²⁺

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂ + Na₂SO₄

Cu(OH)₂– гидроксид меди (II) – аморфный голубой осадок

8) на ион Ag⁺

AgNO₃ + HCl = AgCl + HNO₃

AgCl – хлорид серебра – творожистый белый осадок

9) на ион Pb²⁺

Pb(NO₃)₂ + 2 KI = PbI₂ + 2KNO₃

PbI₂ – иодид свинца(II) – желтый осадок

10) на ион Al³⁺

Al(NO₃)₃ + 3NaOH = Al(OH)₃ + 3KNO₃

Al(OH)₃ – гидроксид алюминия – белый аморфный осадок

11) на ион Cl^-

KCl + AgNO₃ = AgCl + KNO₃

AgCl – хлорид серебра – творожистый белый осадок

на ион Br^-

KBr + AgNO₃ = AgBr + KNO₃

AgBr – бромид серебра – желтоватый осадок

на ион I^-

KI + AgNO₃ = AgI + KNO₃

AgI – иодид серебра – темно- желтый творожистый осадок

12) на ион Mn²⁺

2Mn(NO₃)₂ + 5PbO₂ + 6HNO₃ = 2HMnO₄ + 5Pb(NO₃)₂ + 2H₂O

ион MnO₄^-имеет малиново-фиолетовую окраску

13) на ионы K⁺ и Na⁺

ион K⁺ окрашивает пламя горелки в фиолетовый цвет

ион Na⁺ окрашивает пламя горелки в интенсивно желтый цвет

14) на ион (PO₄)^3-

Na₂HPO₄ + 3AgNO₃ = Ag₃PO₄ + 2NaNO₃ + HNO₃

Ag₃PO₄ – фосфат серебра – желтый осадок

Контролируемая самостоятельная работа студентов.

Химическая термодинамика.

Предмет и задачи химической термодинамики. Классификация термодинамических систем и процессов. Системы: изолированные, закрытые, открытые. Процессы: изохорные, изобарные, изотермические, адиабатные. Понятие о фазе. Гомогенные и гетерогенные системы. Внутренняя энергия, энтальпия. Изобарный и изохорный тепловые эффекты. Первое начало термодинамики. Закон Гесса и следствие из него. Термохимические расчёты и их использование для энергетической характеристики биохимических процессов. Самопроизвольные и несамопроизвольные процессы. Статистическое и термодинамическое толкование энтропии. Стандартные энтропии. Второе начало термодинамики. Применение второго закона термодинамики к биосистемам. Энергия Гиббса. Критерии направления самопроизвольного протекания процессов. Обратимые и необратимые в термодинамическом смысле процессы. Термодинамика химического равновесия. Применение второго закона термодинамики к биосистемам.

Строение атома, химическая связь.

Основные положения квантовой механики. Квантово-механическая модель атома. Атомная орбиталь. Характеристика энергетического состояния электрона системой квантовых чисел. Принцип Паули. Принцип минимума энергии. Основное и возбужденное состояние атома. Периодический закон и Периодическая система Д.И. Менделеева в свете квантовой теории строения атома. S-, р-, d-, f- элементы. Понятие об энергии ионизации, сродстве к электрону, электроотрицательности.

Метод валентных связей. Механизм образования ковалентной химической связи. Валентность, максимальная валентность. Понятие о гибридизации атомных орбиталей. Геометрия молекул. Полярность и поляризуемость связи. Метод молекулярных орбиталей. Водородная связь. Роль водородной связи в процессах ассоциации, растворения, в биологических процессах.

Тесты по темам КСР.

Химическая термодинамика.

1. Химическая термодинамика определяет:

а) тепловые эффекты различных химических и физико – химических процессов;

б) вероятность самопроизвольного протекания химического процесса в том или ином направлении;

в) скорость протекания химического процесса;

г) условия, при которых химическая реакция будет находиться в состоянии равновесия.

2. Изучение протекания химических реакций с позиции термодинамики не требует сведений о:

а) строении молекул веществ, участвующих в реакции;

б) механизме протекающей реакции;

в) начальном и конечном состоянии системы;

г) внешних условиях, в которых находится система.

3. Под термодинамической системой подразумевают:

а) набор свойств изучаемого объекта;

б) окружающий нас внешний мир;

в) избранную совокупность тел или веществ, состоящую из большого числа структурных единиц (молекул, атомов, ионов) и отделенную от внешней среды определенной границей или поверхностью раздела;

г) реакционный сосуд, в котором протекает химическая реакция, вместе с окружающей его внешней средой.

4. Внешней средой по отношению к термодинамической системе является:

а) та часть пространства, в котором осуществляется изучаемый процесс;

б) окружающая ее граница раздела, например, стенки реакционного сосуда;

в) все то, что находится вне поверхности раздела системы;

г) совокупность молекул, атомов или ионов химических веществ, участвующих в реакции.

5. Поверхность раздела термодинамической системы:

а) всегда бывает реальной;

б) является механически жесткой, т.е. неспособной изменять свои размеры;

в) может быть воображаемой или условной;

г) может быть проницаемой и теплопроводной.

6. Изолированные системы обмениваются с внешней средой:

а) только веществом;

б) только энергией;

в) как веществом, так и энергией;

г) не способны обмениваться ни тем ни другим.

7. Закрытые системы обмениваются с внешней средой:

а) только веществом;

б) только энергией;

в) как веществом, так и энергией;

г) не способны обмениваться ни тем ни другим.

8. Открытые системы обмениваются с внешней средой:

а) только веществом;

б) только энергией;

в) как веществом, так и энергией;

г) не способны обмениваться ни тем ни другим.

9. К открытым системам относятся:

а) человек;

б) растительные и животные клетки;

в) герметический реакционный сосуд, в котором протекает химическая реакция;

г) любое животное, насекомое или растение.

10. В зависимости от своего состава термодинамические системы бывают:

а) закрытые;

б) изолированные;

в) однокомпонентные или простые;

г) многокомпонентные или сложные.

11. Примером простой системы является:

а) сосуд с водой, в котором плавают кусочки льда;

б) земная атмосфера;

в) сосуд, полностью заполненный определенной органической жидкостью;

г) любой водный раствор вещества.

12. Примером сложной термодинамической системы является:

а) трехфазная система «лед – вода – пар»;

б) земная атмосфера;

в) любой водный раствор того или иного вещества;

г) реакционный сосуд, в котором одновременно присутствуют как исходные, так и конечные вещества.

13. Гомогенной термодинамической системой является:

а) земная атмосфера;

б) любой водный раствор того или иного вещества;

в) человеческий организм;

г) совокупность воды, льда и водяных паров.

14. Гетерогенной термодинамической системой является:

а) совокупность двух неограниченно смешивающихся жидкостей;

б) любые металлические сплавы;

в) человеческий организм;

г) совокупность двух несмешивающихся между собой жидкостей.

15. Фазой называется:

а) определенное агрегатное состояние вещества;

б) любое индивидуальное вещество в многокомпонентной системе;

в) совокупность всех однородных по составу и свойствам частей гетерогенной системы;

г) любая часть системы, отделенная от других ее частей определенной поверхностью раздела.

16. Гомогенные системы:

а) могут быть только однокомпонентными;

б) могут быть как однокомпонентными, так и многокомпонентными;

в) всегда состоят из одной фазы;

г) могут состоять из нескольких фаз.

17. Гетерогенные системы:

а) не могут быть однокомпонентными;

б) не могут состоять из одной фазы;

в) всегда являются многокомпонентными;

г) могут быть как однокомпонентными, так и многокомпонентными.

18. Макроскопическим параметром термодинамической системы является:

а) ее температура;

б) ее масса;

в) совокупность значений размеров и положений в пространстве всех составляющих систему частиц;

г) совокупность значений скоростей движения всех кинетически активных частиц системы.

19. К микроскопическим параметрам системы относятся:

а) ее геометрические размеры, например, объем;

б) величина ее внутренней энергии;

в) совокупность значений масс всех составляющих ее частиц;

г) совокупность значений скоростей движения всех кинетически активных частиц системы.

20. Примером экстенсивного термодинамического параметра является:

а) масса термодинамической системы;

б) объем термодинамической системы;

в) температура термодинамической системы;

г) величина внутренней энергии системы.

21. Примером интенсивного термодинамического параметра является:

а) масса термодинамической системы;

б) объем термодинамической системы;

в) давление в гомогенной термодинамической системе;

г) плотность в гомогенной термодинамической системе.

22. Стационарное состояние характерно:

а) только для изолированных систем;

б) для любой термодинамической системы;

в) для открытых термодинамических систем;

г) для закрытых термодинамических систем.

23. Равновесное состояние системы характерно:

а) только для изолированных систем;

б) для любой термодинамической системы;

в) для открытых термодинамических систем;

г) для закрытых термодинамических систем.

24. Равновесным является такое состояние системы, при котором:

а) все ее термодинамические параметры остаются неизменными и отсутствует обмен энергией и веществом с внешней средой;

б) наблюдается равноценный в обе стороны обмен энергией или веществом с внешним миром;

в) только с внешней средой отсутствует обмен энергией в том или ином направлении;

г) ее качественный состав остается неизменным.

25. Любое термодинамическое состояние системы может быть выражено:

а) только набором значений ее макроскопических параметров;

б) только набором значений ее микроскопических параметров;

в) как набором значений макроскопических параметров, так и набором значений микроскопических параметров;

г) в зависимости от вида системы либо только набором микроскопических параметров, либо только набором макроскопических параметров

26. Термодинамическим процессом называется:

а) изменение во времени значений одного или нескольких микроскопических параметров системы;

б) переход системы из одного равновесного состояния в другое;

в) изменение во времени значений одного или нескольких макроскопических параметров системы;

г) сохранение во времени неизменными численные значения макроскопических параметров системы.

27. Процессы, для протекания которых не требуется оказание на систему внешнего воздействия, называются:

а) круговыми;

б) несамопроизвольными;

в) самопроизвольными;

г) стационарными.

28. Реальные процессы, протекающие в природе и в организме человека, с точки зрения термодинамики могут быть:

а) термодинамически обратимыми и равновесными;

б) самопроизвольными;

в) стационарными;

г) термодинамически необратимыми и неравновесными.

29. Внутренняя энергия системы:

а) является суммой потенциальной и кинетической энергий всех составляющих ее частиц;

б) может быть легко охарактеризована абсолютным численным значением;

в) остается неизменной в ходе совершения термодинамического процесса;

г) является составной частью полной или общей энергии системы.

30. При протекании термодинамических процессов внутренняя энергия системы:

а) всегда остается неизменной;

б) всегда уменьшается;

в) всегда увеличивается;

г) может как уменьшаться, так и увеличиваться.

31. Между внешней средой и термодинамической системой обмен энергией может осуществляться:

а) за счет передачи теплоты;

б) за счет совершения работы;

в) только за счет изменения размеров и объема системы;

г) только за счет неупорядоченного, хаотического движения структурных единиц веществ, входящего в состав системы и внешней среды.

32. Работа расширения, совершающаяся внутренними силами системы против внешних сил:

а) всегда считается положительной;

б) всегда считается отрицательной;

в) может быть как положительной, так и отрицательной;

г) всегда равна нулю.

33. Работа сжатия, совершающаяся внешними силами против внутренних сил системы:

а) всегда считается положительной;

б) всегда считается отрицательной;

в) может быть как положительной, так и отрицательной;

г) всегда равна нулю.

34. При совершении системой работы расширения ее внутренняя энергия:

а) остается неизменной;

б) может как уменьшаться, так и увеличиваться;

в) уменьшается;

г) возрастает.

35. При совершении над системой внешними силами работы сжатия ее внутренняя энергия:

а) остается неизменной;

б) может как уменьшаться, так и увеличиваться;

в) уменьшается;

г) возрастает.

36. Адиабатными системами называются системы, в которых процесс обмена энергией с внешней средой:

а) может осуществляться только в форме теплоты;

б) невозможен;

в) может осуществляться как в форме теплоты, так и за счет совершения работы;

г) может осуществляться только за счет совершения работы.

37. Термодинамический процесс, протекающий при постоянном объеме, называется:

а) изобарным;

б) адиабатным;

в) изотермическим;

г) изохорным.

38. Термодинамический процесс, протекающий при постоянном давлении, называется:

а) изобарным;

б) адиабатным;

в) изотермическим;

г) изохорным.

39. Согласно первому закону термодинамики:

а) производимая системой работа всегда больше, чем теплота, затраченная на ее производство;

б) производимая системой работа всегда равна теплоте, затраченной на ее производство;

в) производимая системой работа всегда меньше, чем теплота, затраченная на ее производство;

г) возможен двигатель, совершающий сколь угодно долго работу, без подведения энергии извне.

40. В изохорных процессах:

а) объем системы остается неизменным;

б) не совершается работа расширения или сжатия системы;

в) поглощенная или выделенная системой теплота равна изменению ее внутренней энергии;

г) совершается работа расширения или сжатия системы.

41. В изобарных процессах:

а) объем системы изменяется;

б) совершается только работа расширения;

в) совершается работа расширения или сжатия системы;

г) выделившаяся или поглощенная теплота не может быть определена только за счет изменения внутренней энергии системы.

42. Энтальпия по своему численному значению:

а) равна внутренней энергии системы;

б) больше внутренней энергии системы на величину работы расширения, совершенной при изменении объема системы от 0 до V;

в) меньше внутренней энергии системы на величину работы сжатия, совершенную при изменении объема системы от V до 0;

г) может как совпадать с внутренней энергией, так и отличаться от нее в ту или другую сторону.

43. Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном объеме:

а) всегда равен 0;

б) определяется изменением внутренней энергии системы;

в) определяется изменением энтальпии системы;

г) определяется работой, совершенной внешними силами над системой.

44. Тепловой эффект химической реакции, протекающей при постоянном давлении:

а) всегда равен 0;

б) определяется изменением внутренней энергии системы;

в) определяется изменением энтальпии системы;

г) определяется работой, совершенной внешними силами над системой.

45. Энтальпия системы определяется соотношением:

а) U₂- U₁= ∆ U;

б) А = р ∙ ∆ V;

в) Н = U + pV;

г) G = H – TS.

46. Термохимическим является следующее уравнение химической реакции:

а) 2Н_2(г) + О_2(г) = 2Н₂О_(ж);

б) Н_2(г) + 1/2О_2(г) = Н₂О_(ж);

в) Н_2(г) + 1/2О_2(г) = Н₂О_(ж) + 285,83 кДж;

г) 2Н₂+ О₂= 2Н₂О_.

47. Термодинамической формой записи уравнения химической реакции является:

а) С_(т) + О_2(г) = СО_2(г);

б) С_(т) + О_2(г) = СО_2(г); ∆Н_298К= - 393,5 кДж;

в) С_(т) + О_2(г) = СО_2(г) + 393,5 кДж;

г) С+ О₂= СО_2.

48. Термохимией называется:

а) раздел физической химии, изучающий влияние температуры на направление протекания химической реакции;

б) раздел физической химии, изучающий влияние температуры на скорость протекания химической реакции;

в) раздел физической химии, изучающий влияние температуры на скорость установления химического равновесия;

г) раздел химической термодинамики, изучающий тепловые эффекты химических реакций.

49. Выражение: «Тепловой эффект химической реакции не зависит от пути ее осуществления, а определяется только начальным и конечным состоянием системы» является формулировкой:

а) первого начала термодинамики;

б) второго начала термодинамики;

в) закона сохранения энергии;

г) закона Гесса.

50. Стандартными условиями в термодинамике являются:

а) t = 0⁰C и р = 273 кПа;

б) t = 25⁰C и р = 120 кПа;

в) Т = 298К и р = 101,325 кПа;

г) t = 25⁰C и р = 101325 Па.

51. Согласно следствия из закона Гесса тепловой эффект химической реакции равен:

а) сумме теплот образования конечных веществ за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов;

б) сумме теплот образования исходных веществ за вычетом суммы теплот образования конечных с учетом их стехиометрических коэффициентов;

в) сумме теплот образования конечных и исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов;

г) сумме теплот образования конечных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов.

52. Теплота образования простого вещества:

а) определяется опытным путем;

б) равна тепловому эффекту химической реакции, в ходе которой образуется 1 моль этого вещества;

в) принята равной нулю;

г) может быть рассчитана теоретически.

53. Согласно следствия из закона Гесса тепловой эффект химической реакции равен:

а) сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания конечных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов;

в) сумме теплот образования конечных и исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов;

г) сумме теплот образования конечных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов.

54. Закон Гесса и следствия из него позволяют:

а) рассчитать тепловой эффект реакции, если известны теплоты образования конечных и исходных веществ;

б) определить механизм химической реакции;

в) рассчитать тепловой эффект процессов, которые практически измерить невозможно;

г) рассчитать теоретически теплоты образования сложных веществ, которые невозможно получить из соответствующих простых веществ.

55. Для экзотермической реакции:

а) ∆Н_{(химической реакции)} > 0;

б) ∆Н_{(химической реакции)} < 0;

в) ∆Н_{(химической реакции)}= ∆U;

г) ∆Н_{(химической реакции)} = 0.

56. Для эндотермической реакции:

а) ∆Н_{(химической реакции)} > 0;

б) ∆Н_{(химической реакции)} < 0;

в) ∆Н_{(химической реакции)}= ∆U;

г) ∆Н_{(химической реакции)} = 0.

57. Теплоты сгорания таких неорганических веществ, как Н₂О, СО₂, О₂, N₂, F₂:

а) определяют экспериментально;

б) приняты равными нулю;

в) рассчитывают теоретически;

г) определяют косвенным путем.

58. Самопроизвольным процессом является:

а) распространение газа из области низкого давления в область высокого давления;

б) перемещение воды вверх по склону;

в) переход теплоты от более нагретого тела к менее нагретому;

г) распространение газа из области высокого давления в область низкого давления.

59. Энтропия равна нулю для:

а) простых веществ, находящихся при стандартных условиях;

б) чистых веществ, существующих в виде идеального кристалла при Т = 0 К;

в) веществ, участвующих в обратимой химической реакции, в момент наступления химического равновесия;

г) любого твердого вещества.

60. Энтропия системы возрастает при:

а) увеличении числа микросостояний, которыми может описываться макросостояние системы;

б) увеличении температуры;

в) протекании в жидкости процесса кристаллизации;

г) плавлении либо сублимации твердого вещества.

61. Согласно уравнению Больцмана энтропия системы может быть рассчитана следующим образом:

а) S = PV/RT;

б) S = ∆U + p∆V;

в) S = k∙lgW;

г) S = Q/T.

62. В системе СИ энтропия измеряется в:

а) кДж/моль;

б) кДж/кг;

в) Дж/моль∙К;

г) Дж/моль∙кг.

63. В изолированных системах самопроизвольно могут протекать процессы, сопровождающиеся:

а) уменьшением энтропии;

б) увеличением внутренней энергии;

в) уменьшением внутренней энергии;

г) увеличением энтропии.

64. Энтропия (S) является:

а) функцией состояния, т.е. ее изменение для химической реакции не зависит от пути процесса, а определяется только состоянием конечных и исходных веществ;

б) экстенсивным параметром системы;

в) интенсивным параметром системы;

г) мерой «связанной» энергии системы, т.е. той части внутренней энергии, которая способна совершать работу.

65. При самопроизвольных процессах происходит:

а) уменьшение «связанной» энергии системы;

б) увеличение «связанной» энергии системы;

в) уменьшение свободной энергии системы;

г) увеличение свободной энергии системы.

66. При отсутствии энтропийного фактора (∆S=0) самопроизвольно могут идти процессы, для которых:

а) ∆Н>0;

б) ∆Н<0;

в) ∆Н= 0;

г) любые процессы, независимо от значения ∆Н.

67. При отсутствии энтальпийного фактора (∆Н=0) самопроизвольно могут идти процессы, для которых:

а) ∆S>0;

б) ∆S<0;

в) ∆S= 0;

г) любые процессы, независимо от значения ∆S.

68. Процессы, для которых ∆Н<0, а ∆S>0 могут самопроизвольно протекать:

а) только в области высоких температур;

б) только в области низких температур;

в) при Т=0;

г) при любом значении Т.

69. Процессы, для которых ∆Н>0и ∆S>0 могут самопроизвольно протекать:

а) только в области высоких температур;

б) только в области низких температур;

в) при Т=0;

г) при любом значении Т.

70. Процессы, для которых ∆Н<0 и ∆S<0 могут самопроизвольно протекать:

а) только в области высоких температур;

б) только в области низких температур;

в) при Т=0;

г) при любом значении Т.

71. Согласно второго начала термодинамики самопроизвольно могут протекать только те процессы, для которых:

а) ∆G>0;

б) ∆G=0;

в) ∆G<0;

г) ∆G может принимать любое значение.

72. Свободная энергия Гиббса определяется соотношением:

а) Н - ТS;

б) Н + ТS;

в) U + ТS;

г) U - ТS.

73. Свободная энергия Гельмгольца определяется соотношением:

а) Н - ТS;

б) Н + ТS;

в) U + ТS;

г) U - ТS.

74. Процессы, для которых ∆Н>0, а ∆S<0 не могут самопроизвольно протекать:

а) только в области высоких температур;

б) только в области низких температур;

в) при Т=0;

г) при любых значениях Т.

75. На основании значения ∆G химической реакции можно сделать вывод о:

а) принципиальной возможности ее самопроизвольного протекания при данных условиях;

б) возможной скорости ее протекания при данных условиях;

в) времени ее протекания;

г) необходимости обязательного присутствия катализатора для осуществления реакции.

76. Изменение энергии Гиббса химической реакции равно:

а) алгебраической сумме ∆G образования продуктов реакции за вычетом алгебраической суммы ∆G образования исходных веществ (без учета стехиометрических коэффициентов);

б) алгебраической сумме ∆G образования продуктов реакции за вычетом алгебраической суммы ∆G образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов;

в) алгебраической сумме ∆G образования исходных веществ за вычетом алгебраической суммы ∆G образования продуктов реакции (без учета стехиометрических коэффициентов);

г) алгебраической сумме ∆G образования исходных веществ за вычетом алгебраической суммы ∆G образования продуктов реакции с учетом стехиометрических коэффициентов.

77. Значение ∆G₂₉₈ образования для простого вещества, устойчивого при стандартных условиях:

а) определяют экспериментально;

б) рассчитывают теоретически;

в) принимают равным нулю;

г) определяют косвенным путем на основании практических измерений и теоретических расчетов.

78. Для обратимой по направлению химической реакции ∆G₂₉₈ х.р. можно рассчитать по уравнению:

а) ∆G₂₉₈ х.р. = - RTlnK_равн.;

б) ∆G₂₉₈ х.р. = ∆Н₂₉₈х.р. - Т∆S₂₉₈х.р.;

в) ∆G₂₉₈ х.р. = ∆Н₂₉₈х.р. + Т∆S₂₉₈х.р.;

г) ∆G₂₉₈ х.р. = Т∆S₂₉₈х.р.- ∆Н₂₉₈х.р.

79. Для реакции, протекающей в газовой фазе, ∆G образования 1 моля газа при парциальном давлении (р), отличном от 101,325 кПа, можно рассчитать по формуле:

а) ∆G_обр. = ∆G₂₉₈ – RTln р;

б) ∆G_обр. = ∆G₂₉₈ ∙ RTln р;

в) ∆G_обр. = ∆G₂₉₈ +RTln р;

г) ∆G_обр. = ∆G₂₉₈ / RTln р.

80. Для реакции, протекающей в растворе, с концентрацией веществ (с), отличной от 1моль/дм³, ∆G образования вещества можно рассчитать по уравнению:

а) ∆G_обр. = ∆G₂₉₈ – RTln с;

б) ∆G_обр. = ∆G₂₉₈ ∙ RTln с;

в) ∆G_обр. = ∆G₂₉₈ +RTln с;

г) ∆G_обр. = ∆G₂₉₈ / RTln с.

81. На смещение химического равновесия обратимой реакции может оказать влияние:

а) изменение температуры;

б) изменение давления;

в) изменение концентрации исходных или конечных веществ;

г) добавление катализатора.

82.На смещение равновесия обратимой реакции всегда оказывает влияние:

а) изменение давления;

б) изменение температуры;

в) изменение концентрации исходных веществ;

г) добавление катализатора.

83. Химическое равновесие смещается вправо, когда:

а) скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции;

б) скорость прямой реакции становится меньше скорости обратной реакции;

в) скорость обратной реакции становится больше скорости прямой реакции;

г) скорость обратной реакции становится меньше скорости прямой реакции.

84. При увеличении давления равновесие реакции 2NO + O₂ «2NO₂ сместится:

а) вправо;

б) влево;

в) не сместится.

85. Для смещения химического равновесия обратимой реакции 4HCl_(газ) + О_{2 (газ)}«2Cl_2(газ) + 2Н₂О_(газ) + Q влево необходимо:

а) уменьшить температуру;

б) уменьшить давление;

в) уменьшить концентрацию исходных веществ;

г) уменьшить концентрацию продуктов реакции.

86. Куда сместится равновесие обратимой реакции 2NO + O₂ «2NO₂ при добавлении катализатора?

а) вправо;

б) влево;

в) не сместится.

87. При наступлении химического равновесия:

а) скорости прямой и обратной реакций становятся равными;

б) прямая и обратная реакции прекращаются;

в) концентрации исходных веществ и продуктов реакции становятся равными;

г) концентрации исходных веществ и продуктов реакции остаются неизменными.

88. При понижении давления химическое равновесие обратимой реакции 3Н₂ + N₂ «2 NH₃ + Q сместится:

а) вправо;

б) влево;

в) не сместится.

89. Для смещения равновесия обратимой реакции 2SO_2(газ) + O_2(газ) «2SO_3(газ) вправо необходимо:

а) увеличить давление;

б) уменьшить давление;

в) добавить катализатор;

г) уменьшить концентрацию SO₃.

90. Для каких обратимых реакций увеличение давления сместит химическое равновесие вправо?

а) 3H_2(газ) + N_2(газ) «2NH_3(газ);

б) H_2(газ) + I_2(газ) «2HI(газ);

в) СaCO_{3(тверд)} «CaO_(тверд) + CO_2(газ);

г) 2SO₂₍_газ₎ +O₂₍_газ₎«2SO₃₍_газ₎.

91. Для смещения влево равновесия обратимой реакции 2SO_2(газ) + O_2(газ) «2SO_3(газ)+ Q необходимо:

а) увеличить концентрацию SO₂;

б) увеличить температуру;

в) уменьшить температуру;

г) уменьшить концентрацию О₂.

92. Для каких реакций уменьшение давления смещает химическое равновесие влево:

а) 2NO _(газ) + О₂ _(газ) ↔ 2NO₂ _(газ);

б) СаСО₃ _(тв.) ↔ СаО_(тв.) + СО_{2 (газ)};

в) NH₄Cl _(тв.)↔ NH₃ _(газ) + НСl _(газ);

г) 3Н₂ _(газ) + N₂ _(газ) ↔ 2 NH_3(газ).

93. В момент наступления химического равновесия при протекании реакции 2А_(г) + В_(г) ↔ С_(г) концентрации веществ были соответственно равны: 0,1 моль/дм³; 0,2 моль/дм³; 0,8 моль/дм³. Величина константы равновесия реакции равна:

а) 150;

б) 200;

в) 340;

г) 400.

94. В момент наступления химического равновесия при протекании реакции 2А_(г) + В_(г) ↔ 2С_(г) концентрации веществ были, соответственно, равны: 0,5 моль/дм³; 1,5 моль/дм³; 2,5 моль/дм³. Исходная концентрация вещества А равна:

а) 2,5 моль/дм³;

б) 3 моль/дм³;

в) 4,5 моль/дм³;

г) 5,5 моль/дм³.

95. В каком случае и увеличение давления, и понижение температуры смещает химическое равновесие вправо?

а) 2SO₂₍_газ₎ + +O₂₍_газ₎ «2SO₃₍_газ₎+ Q;

б) 3Н₂ _(газ) + N₂ _(газ) ↔ 2 NH_3(газ)+ Q;

в) Н_2(газ)+ I_2(газ)↔2НI_(газ);

г) N₂ _(газ) + О_2(газ)↔2NО_(газ).

96. В каком случае увеличение давления смещает химическое равновесие вправо, а увеличение температуры – влево?

а) 4HCl_(газ) + О_{2 (газ)}«2Cl_2(газ)+ 2Н₂О_(газ) + Q;

б) СаСО₃ _(тв.) ↔ СаО_(тв.)+СО_{2 (газ)} – Q;

в) СО_(газ)+ Cl_2(газ)↔СОCl_2(газ)+ Q;

г) N₂ _(газ)+ О_2(газ)↔2NО_(газ)– Q.

97. При повышении температуры в системе 3Н₂ _(газ) + N₂ _(газ) «
«2 NH_3(газ)+ Q, находящейся в состоянии равновесия:

а) скорость прямой реакции увеличится;

б) скорость обратной реакции уменьшится;

в) скорость обратной реакции увеличится;

г) равновесие сместится влево.

98. В течение промежутка времени от начала обратимой реакции до момента наступления химического равновесия:

а) скорость прямой реакции возрастает, а обратной – уменьшается;

б) скорость прямой реакции уменьшается, а обратной – возрастает;

в) концентрации исходных и конечных веществ уменьшаются;

г) концентрации исходных веществ уменьшаются, а конечных продуктов – возрастают.

99. Практический выход продуктов в обратимой реакции определяется:

а) только скоростью протекания прямой реакции;

б) временем от начала ее протекания до наступления равновесия;

в) величиной константы равновесия;

г) только скоростью протекания обратной реакции.

100. Во сколько раз скорость прямой реакции станет меньше скорости обратной реакции при уменьшении давления в равновесной системе: 2А_(г) + В_(г)↔ С_(г) в 3 раза?

а) 3;

б) 9;

в) 18;

г) 27.

Ответы.

Химическая термодинамика.

а; б; г
а; б
в
в
в; г
г
б
в
а; б
в; г
а; в
б; в; г
а; б
в; г
в
б; в
б; г
а; б
в; г
а; б; г
в; г
в; г
б; в; г
а;
в
б; в
в
б; в; г
а; г
г
а; б
а
б
в
г
г
г
а
в
а; б; в
а; в; г
б
б
в
в
в
б
г
г
в; г
а
в
а
а; в; г
б
а
б
в; г
б
а; б
в
в
г
а; б
б; в
б
а
г
а
б
в
а
г
г
а
б
в
а; б
в
в
а; б; в
б; в
а; г
а
б; в
в
а; г
б
а; г
а; г
б; г
а; г
г
б
а; б
а; в
а; в; г
б; г
в

100. б

Строение атома. Химическая связь.

1. Массовое число атома равно:

а) числу электронов;

б) числу протонов;

в) числу нейтронов;

г) числу нуклонов.

2. Изотопы – это разновидности атомов одного и тог

⇐ Предыдущая 26 27 28 29 30 31 32 333435 Следующая ⇒

Воспользуйтесь поиском по сайту: