Главная страница
Навигация по странице:

  • Химическая термодинамика.

  • Сборник тестов по общей химии для студентов лечебнопрофилактического, педиатрического, медикопсихологического и медикодиагностического факультетов


    Скачать 201.82 Kb.
    НазваниеСборник тестов по общей химии для студентов лечебнопрофилактического, педиатрического, медикопсихологического и медикодиагностического факультетов
    Дата08.04.2022
    Размер201.82 Kb.
    Формат файлаdocx
    Имя файлаsbornik_test.docx
    ТипСборник
    #455353
    страница1 из 14
      1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   14


    Болтромеюк В.В.,

    Волкович А.К.,

    Добрынина Л.В.

    Сборник тестов по общей химии

    для студентов лечебно-профилактического, педиатрического, медико-психологического и медико-диагностического факультетов.

    Гродно 2010

    Химическая термодинамика.
    1. Химическая термодинамика определяет:

    1. тепловые эффекты различных химических и физико – химических процессов;

    2. вероятность самопроизвольного протекания химического процесса в том или ином направлении;

    3. скорость протекания химического процесса;

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


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

    1. строении молекул веществ, участвующих в реакции;

    2. механизме протекающей реакции;

    3. начальном и конечном состоянии системы;

    4. внешних условиях, в которых находится система.


    3. Под термодинамической системой подразумевают:

    1. набор свойств изучаемого объекта;

    2. окружающий нас внешний мир;

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

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


    4. Внешней средой по отношению к термодинамической системе является:

    1. та часть пространства, в котором осуществляется изучаемый процесс;

    2. окружающая ее граница раздела, например, стенки реакционного сосуда;

    3. все то, что находится вне поверхности раздела системы;

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


    5. Поверхность раздела термодинамической системы:

    1. всегда бывает реальной;

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

    3. может быть воображаемой или условной;

    4. может быть проницаемой и теплопроводной.


    6. Изолированные системы обмениваются с внешней средой:

    1. только веществом;

    2. только энергией;

    3. как веществом, так и энергией;

    4. не способны обмениваться ни тем ни другим.


    7. Закрытые системы обмениваются с внешней средой:

    1. только веществом;

    2. только энергией;

    3. как веществом, так и энергией;

    4. не способны обмениваться ни тем ни другим.


    8. Открытые системы обмениваются с внешней средой:

    1. только веществом;

    2. только энергией;

    3. как веществом, так и энергией;

    4. не способны обмениваться ни тем ни другим.


    9. К открытым системам относятся:

    1. человек;

    2. растительные и животные клетки;

    3. герметический реакционный сосуд, в котором протекает химическая реакция;

    4. любое животное, насекомое или растение.


    10. В зависимости от своего состава термодинамические системы бывают:

    1. закрытые;

    2. изолированные;

    3. однокомпонентные или простые;

    4. многокомпонентные или сложные.


    11. Примером простой системы является:

    1. сосуд с водой, в котором плавают кусочки льда;

    2. земная атмосфера;

    3. сосуд, полностью заполненный определенной органической жидкостью;

    4. любой водный раствор вещества.


    12. Примером сложной термодинамической системы является:

    1. трехфазная система «лед – вода – пар»;

    2. земная атмосфера;

    3. любой водный раствор того или иного вещества;

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


    13. Гомогенной термодинамической системой является:

    1. земная атмосфера;

    2. любой водный раствор того или иного вещества;

    3. человеческий организм;

    4. совокупность воды, льда и водяных паров.


    14. Гетерогенной термодинамической системой является:

    1. совокупность двух неограниченно смешивающихся жидкостей;

    2. любые металлические сплавы;

    3. человеческий организм;

    4. совокупность двух несмешивающихся между собой жидкостей.


    15. Фазой называется:

    1. определенное агрегатное состояние вещества;

    2. любое индивидуальное вещество в многокомпонентной системе;

    3. совокупность всех однородных по составу и свойствам частей гетерогенной системы;

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


    16. Гомогенные системы:

    1. могут быть только однокомпонентными;

    2. могут быть как однокомпонентными, так и многокомпонентными;

    3. всегда состоят из одной фазы;

    4. могут состоять из нескольких фаз.


    17. Гетерогенные системы:

    1. не могут быть однокомпонентными;

    2. не могут состоять из одной фазы;

    3. всегда являются многокомпонентными;

    4. могут быть как однокомпонентными, так и многокомпонентными.


    18. Макроскопическим параметром термодинамической системы является:

    1. ее температура;

    2. ее масса;

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

    4. совокупность значений скоростей движения всех кинетически активных частиц системы.


    19. К микроскопическим параметрам системы относятся:

    1. ее геометрические размеры, например, объем;

    2. величина ее внутренней энергии;

    3. совокупность значений масс всех составляющих ее частиц;

    4. совокупность значений скоростей движения всех кинетически активных частиц системы.


    20. Примером экстенсивного термодинамического параметра является:

    1. масса термодинамической системы;

    2. объем термодинамической системы;

    3. температура термодинамической системы;

    4. величина внутренней энергии системы.


    21. Примером интенсивного термодинамического параметра является:

    1. масса термодинамической системы;

    2. объем термодинамической системы;

    3. давление в гомогенной термодинамической системе;

    4. плотность в гомогенной термодинамической системе.


    22. Стационарное состояние характерно:

    1. только для изолированных систем;

    2. для любой термодинамической системы;

    3. для открытых термодинамических систем;

    4. для закрытых термодинамических систем.


    23. Равновесное состояние системы характерно:

    1. только для изолированных систем;

    2. для любой термодинамической системы;

    3. для открытых термодинамических систем;

    4. для закрытых термодинамических систем.


    24. Равновесным является такое состояние системы, при котором:

    1. все ее термодинамические параметры остаются неизменными и отсутствует обмен энергией и веществом с внешней средой;

    2. наблюдается равноценный в обе стороны обмен энергией или веществом с внешним миром;

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

    4. ее качественный состав остается неизменным.


    25. Любое термодинамическое состояние системы может быть выражено:

    1. только набором значений ее макроскопических параметров;

    2. только набором значений ее микроскопических параметров;

    3. как набором значений макроскопических параметров, так и набором значений микроскопических параметров;

    4. в зависимости от вида системы либо только набором микроскопических параметров, либо только набором макроскопических параметров


    26. Термодинамическим процессом называется:

    1. изменение во времени значений одного или нескольких микроскопических параметров системы;

    2. переход системы из одного равновесного состояния в другое;

    3. изменение во времени значений одного или нескольких макроскопических параметров системы;

    4. сохранение во времени неизменными численные значения макроскопических параметров системы.


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

    1. круговыми;

    2. несамопроизвольными;

    3. самопроизвольными;

    4. стационарными.


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

    1. термодинамически обратимыми и равновесными;

    2. самопроизвольными;

    3. стационарными;

    4. термодинамически необратимыми и неравновесными.


    29. Внутренняя энергия системы:


    1. является суммой потенциальной и кинетической энергий всех составляющих ее частиц;

    2. может быть легко охарактеризована абсолютным численным значением;

    3. остается неизменной в ходе совершения термодинамического процесса;

    4. является составной частью полной или общей энергии системы.


    30. При протекании термодинамических процессов внутренняя энергия системы:

    1. всегда остается неизменной;

    2. всегда уменьшается;

    3. всегда увеличивается;

    4. может как уменьшаться, так и увеличиваться.


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

    1. за счет передачи теплоты;

    2. за счет совершения работы;

    3. только за счет изменения размеров и объема системы;

    4. 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:

    1. всегда считается положительной;

    2. всегда считается отрицательной;

    3. может быть как положительной, так и отрицательной;

    4. всегда равна нулю.


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

    1. всегда считается положительной;

    2. всегда считается отрицательной;

    3. может быть как положительной, так и отрицательной;

    4. всегда равна нулю.


    34. При совершении системой работы расширения ее внутренняя энергия:

    1. остается неизменной;

    2. может как уменьшаться, так и увеличиваться;

    3. уменьшается;

    4. возрастает.


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

    1. остается неизменной;

    2. может как уменьшаться, так и увеличиваться;

    3. уменьшается;

    4. возрастает.


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

    1. может осуществляться только в форме теплоты;

    2. невозможен;

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

    4. может осуществляться только за счет совершения работы.


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

    1. изобарным;

    2. адиабатным;

    3. изотермическим;

    4. изохорным.


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

    1. изобарным;

    2. адиабатным;

    3. изотермическим;

    4. изохорным.


    39. Согласно первому закону термодинамики:

    1. производимая системой работа всегда больше, чем теплота, затраченная на ее производство;

    2. производимая системой работа всегда равна теплоте, затраченной на ее производство;

    3. производимая системой работа всегда меньше, чем теплота, затраченная на ее производство;

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


    40. В изохорных процессах:

    1. объем системы остается неизменным;

    2. не совершается работа расширения или сжатия системы;

    3. поглощенная или выделенная системой теплота равна изменению ее внутренней энергии;

    4. совершается работа расширения или сжатия системы.


    41. В изобарных процессах:

    1. объем системы изменяется;

    2. совершается только работа расширения;

    3. совершается работа расширения или сжатия системы;

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


    42. Энтальпия по своему численному значению:

    1. равна внутренней энергии системы;

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

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

    4. 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:

    1. всегда равен 0;

    2. определяется изменением внутренней энергии системы;

    3. определяется изменением энтальпии системы;

    4. определяется работой, совершенной внешними силами над системой.


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

    1. всегда равен 0;

    2. определяется изменением внутренней энергии системы;

    3. определяется изменением энтальпии системы;

    4. определяется работой, совершенной внешними силами над системой.


    45. Энтальпия системы определяется соотношением:

    1. U2- U1= ∆ U;

    2. А = р ∙ ∆ V;

    3. Н = U + pV;

    4. G = HTS.


    46. Термохимическим является следующее уравнение химической реакции:

    1. 2(г) + О2(г) = 2Н2О(ж);

    2. Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(ж);

    3. Н2(г) + 1/2О2(г) = Н2О(ж) + 285,83 кДж;

    4. 2+ О2= 2Н2О.


    47. Термодинамической формой записи уравнения химической реакции является:

      1. С(т) + О2(г) = СО2(г);

      2. С(т) + О2(г) = СО2(г); ∆Н298К = - 393,5 кДж;

      3. С(т) + О2(г) = СО2(г) + 393,5 кДж;

      4. С+ О2= СО2.


    48. Термохимией называется:

    1. раздел физической химии, изучающий влияние температуры на направление протекания химической реакции;

    2. раздел физической химии, изучающий влияние температуры на скорость протекания химической реакции;

    3. раздел физической химии, изучающий влияние температуры на скорость установления химического равновесия;

    4. 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:

    1. первого начала термодинамики;

    2. второго начала термодинамики;

    3. закона сохранения энергии;

    4. закона Гесса.


    50. Стандартными условиями в термодинамике являются:

    1. t = 00C и р = 273 кПа;

    2. t = 250C и р = 120 кПа;

    3. Т = 298К и р = 101,325 кПа;

    4. t = 250C и р = 101325 Па.


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

    1. сумме теплот образования конечных веществ за вычетом суммы теплот образования исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов;

    2. сумме теплот образования исходных веществ за вычетом суммы теплот образования конечных с учетом их стехиометрических коэффициентов;

    3. сумме теплот образования конечных и исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов;

    4. сумме теплот образования конечных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов.


    52. Теплота образования простого вещества:

    1. определяется опытным путем;

    2. равна тепловому эффекту химической реакции, в ходе которой образуется 1 моль этого вещества;

    3. принята равной нулю;

    4. может быть рассчитана теоретически.


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

    1. сумме теплот сгорания исходных веществ за вычетом суммы теплот сгорания конечных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов;

    2. сумме теплот образования исходных веществ за вычетом суммы теплот образования конечных с учетом их стехиометрических коэффициентов;

    3. сумме теплот образования конечных и исходных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов;

    4. сумме теплот образования конечных веществ с учетом их стехиометрических коэффициентов.


    54. Закон Гесса и следствия из него позволяют:

    1. рассчитать тепловой эффект реакции, если известны теплоты образования конечных и исходных веществ;

    2. определить механизм химической реакции;

    3. рассчитать тепловой эффект процессов, которые практически измерить невозможно;

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


    55. Для экзотермической реакции:

    1. Н(химической реакции) > 0;

    2. Н(химической реакции) < 0;

    3. Н(химической реакции) = U;

    4. Н(химической реакции) = 0.


    56. Для эндотермической реакции:

    1. Н(химической реакции) > 0;

    2. Н(химической реакции) < 0;

    3. Н(химической реакции) = U;

    4. Н(химической реакции) = 0.


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

    1. определяют экспериментально;

    2. приняты равными нулю;

    3. рассчитывают теоретически;

    4. определяют косвенным путем.


    58. Самопроизвольным процессом является:

    1. распространение газа из области низкого давления в область высокого давления;

    2. перемещение воды вверх по склону;

    3. переход теплоты от более нагретого тела к менее нагретому;

    4. распространение газа из области высокого давления в область низкого давления.


    59. Энтропия равна нулю для:

    1. простых веществ, находящихся при стандартных условиях;

    2. чистых веществ, существующих в виде идеального кристалла при Т = 0 К;

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

    4. любого твердого вещества.


    60. Энтропия системы возрастает при:

    1. увеличении числа микросостояний, которыми может описываться макросостояние системы;

    2. увеличении температуры;

    3. протекании в жидкости процесса кристаллизации;

    4. плавлении либо сублимации твердого вещества.


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

    1. S = PV/RT;

    2. S = ∆U + p∆V;

    3. S = k∙lgW ;

    4. S = Q/T.


    62. В системе СИ энтропия измеряется в:

    1. кДж/моль;

    2. кДж/кг;

    3. Дж/моль∙К;

    4. Дж/моль∙кг.


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

    1. уменьшением энтропии;

    2. увеличением внутренней энергии;

    3. уменьшением внутренней энергии;

    4. увеличением энтропии.


    64. Энтропия (S) является:

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

    2. экстенсивным параметром системы;

    3. интенсивным параметром системы;

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


    65. При самопроизвольных процессах происходит:

    1. уменьшение «связанной» энергии системы;

    2. увеличение «связанной» энергии системы;

    3. уменьшение свободной энергии системы;

    4. увеличение свободной энергии системы.


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

    1. Н>0;

    2. Н<0;

    3. Н= 0;

    4. любые процессы, независимо от значения ∆Н.


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

    1. S>0;

    2. S<0;

    3. S= 0;

    4. любые процессы, независимо от значения ∆S.


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

    1. только в области высоких температур;

    2. только в области низких температур;

    3. при Т=0;

    4. при любом значении Т.


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

    1. только в области высоких температур;

    2. только в области низких температур;

    3. при Т=0;

    4. при любом значении Т.


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

    1. только в области высоких температур;

    2. только в области низких температур;

    3. при Т=0;

    4. при любом значении Т.


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

    1. G>0;

    2. G=0;

    3. G<0;

    4. G может принимать любое значение.


    72. Свободная энергия Гиббса определяется соотношением:

    1. Н - ТS;

    2. Н + ТS;

    3. U + ТS;

    4. U - ТS.


    73. Свободная энергия Гельмгольца определяется соотношением:

    1. Н - ТS;

    2. Н + ТS;

    3. U + ТS;

    4. U - ТS.


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

    1. только в области высоких температур;

    2. только в области низких температур;

    3. при Т=0;

    4. при любых значениях Т.


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

    1. принципиальной возможности ее самопроизвольного протекания при данных условиях;

    2. возможной скорости ее протекания при данных условиях;

    3. времени ее протекания;

    4. необходимости обязательного присутствия катализатора для осуществления реакции.


    76. Изменение энергии Гиббса химической реакции равно:

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

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

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

    4. 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:

    1. определяют экспериментально;

    2. рассчитывают теоретически;

    3. принимают равным нулю;

    4. определяют косвенным путем на основании практических измерений и теоретических расчетов.


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

    1. G298 х.р. = - RTlnKравн.;

    2. G298 х.р. = ∆Н298х.р. - Т∆S298х.р.;

    3. G298 х.р. = ∆Н298х.р. + Т∆S298х.р.;

    4. 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:

    1. Gобр. = ∆G298RTln р;

    2. Gобр. = ∆G298RTln р;

    3. Gобр. = ∆G298 +RTln р;

    4. Gобр. = ∆G298 / RTln р.


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

    1. Gобр. = ∆G298RTln с;

    2. Gобр. = ∆G298RTln с;

    3. Gобр. = ∆G298 +RTln с;

    4. Gобр. = ∆G298 / RTln с.


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

    1. изменение температуры;

    2. изменение давления;

    3. изменение концентрации исходных или конечных веществ;

    4. добавление катализатора.


    82.На смещение равновесия обратимой реакции всегда оказывает влияние:

    1. изменение давления;

    2. изменение температуры;

    3. изменение концентрации исходных веществ;

    4. добавление катализатора.


    83. Химическое равновесие смещается вправо, когда:

    1. скорость прямой реакции становится больше скорости обратной реакции;

    2. скорость прямой реакции становится меньше скорости обратной реакции;

    3. скорость обратной реакции становится больше скорости прямой реакции;

    4. скорость обратной реакции становится меньше скорости прямой реакции.


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

    1. вправо;

    2. влево;

    3. не сместится.


    85. Для смещения химического равновесия обратимой реакции 4HCl(газ) + О2 (газ)  2Cl2(газ) + 2Н2О(газ) + Q влево необходимо:

    1. уменьшить температуру;

    2. уменьшить давление;

    3. уменьшить концентрацию исходных веществ;

    4. уменьшить концентрацию продуктов реакции.


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

    1. вправо;

    2. влево;

    3. не сместится.


    87. При наступлении химического равновесия:

    1. скорости прямой и обратной реакций становятся равными;

    2. прямая и обратная реакции прекращаются;

    3. концентрации исходных веществ и продуктов реакции становятся равными;

    4. концентрации исходных веществ и продуктов реакции остаются неизменными.


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

    1. вправо;

    2. влево;

    3. не сместится.


    89. Для смещения равновесия обратимой реакции 2SO2(газ) + O2(газ)  2SO3(газ) вправо необходимо:

    1. увеличить давление;

    2. уменьшить давление;

    3. добавить катализатор;

    4. уменьшить концентрацию SO3.


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

    1. 3H2(газ) + N2(газ)  2NH3(газ);

    2. H2(газ) + I2(газ)  2HI(газ);

    3. СaCO3(тверд)  CaO(тверд) + CO2(газ);

    4. 2SO2(газ) +O2(газ)  2SO3(газ).


    91. Для смещения влево равновесия обратимой реакции 2SO2(газ) + O2(газ)  2SO3(газ) + Q необходимо:

    1. увеличить концентрацию SO2;

    2. увеличить температуру;

    3. уменьшить температуру;

    4. уменьшить концентрацию О2.


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

    1. 2NO (газ) + О2 (газ) ↔ 2NO2 (газ);

    2. СаСО3 (тв.) ↔ СаО(тв.) + СО2 (газ);

    3. NH4Cl (тв.)↔ NH3 (газ) + НСl (газ);

    4. 2 (газ) + N2 (газ) ↔ 2 NH3(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:

    1. 150;

    2. 200;

    3. 340;

    4. 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:

    1. 2,5 моль/дм3;

    2. 3 моль/дм3;

    3. 4,5 моль/дм3;

    4. 5,5 моль/дм3.


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

    1. 2SO2(газ) + +O2(газ)  2SO3(газ) + Q;

    2. 2 (газ) + N2 (газ) ↔ 2 NH3(газ) + Q;

    3. Н2(газ)+ I2(газ)↔2НI(газ);

    4. N2 (газ) + О2(газ)↔2NО(газ).


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

    1. 4HCl(газ) + О2 (газ)  2Cl2(газ)+ 2Н2О(газ) + Q;

    2. СаСО3 (тв.) ↔ СаО(тв.)+СО2 (газ) – Q;

    3. СО(газ)+ Cl2(газ)↔СОCl2(газ)+ Q;

    4. N2 (газ)+ О2(газ)↔2NО(газ) – Q.


    97. При повышении температуры в системе 3Н2 (газ) + N2 (газ)
     2 NH3(газ) + Q, находящейся в состоянии равновесия:

    1. скорость прямой реакции увеличится;

    2. скорость обратной реакции уменьшится;

    3. скорость обратной реакции увеличится;

    4. равновесие сместится влево.


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

    1. скорость прямой реакции возрастает, а обратной – уменьшается;

    2. скорость прямой реакции уменьшается, а обратной – возрастает;

    3. концентрации исходных и конечных веществ уменьшаются;

    4. концентрации исходных веществ уменьшаются, а конечных продуктов – возрастают.


    99. Практический выход продуктов в обратимой реакции определяется:

    1. только скоростью протекания прямой реакции;

    2. временем от начала ее протекания до наступления равновесия;

    3. величиной константы равновесия;

    4. 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?

    1. 3;

    2. 9;

    3. 18;

    4. 27.


      1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   14


    написать администратору сайта