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

• Название: Сборник тестов по общей химии для студентов лечебнопрофилактического, педиатрического, медикопсихологического и медикодиагностического факультетов
• Дата: 08.04.2022
• Размер: 201.82 Kb.
• Имя файла: sbornik_test.docx
• Тип: Сборник; #455353
• страница: 1 из 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 = H – TS.
   

46. Термохимическим является следующее уравнение химической реакции:

1. 
   2Н_2(г) + О_2(г) = 2Н₂О_(ж);
   
2. 
   Н_2(г) + 1/2О_2(г) = Н₂О_(ж);
   
3. 
   Н_2(г) + 1/2О_2(г) = Н₂О_(ж) + 285,83 кДж;
   
4. 
   2Н₂+ О₂= 2Н₂О_.
   

47. Термодинамической формой записи уравнения химической реакции является:

1. 
   С_(т) + О_2(г) = СО_2(г);
   
2. 
   С_(т) + О_2(г) = СО_2(г); ∆Н_298К = - 393,5 кДж;
   
3. 
   С_(т) + О_2(г) = СО_2(г) + 393,5 кДж;
   
4. 
   С+ О₂= СО_2.
   

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. = - RTlnK_равн.;
   
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. 
   ∆G_обр. = ∆G₂₉₈ – RTln р;
   
2. 
   ∆G_обр. = ∆G₂₉₈ ∙ RTln р;
   
3. 
   ∆G_обр. = ∆G₂₉₈ +RTln р;
   
4. 
   ∆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:

1. 
   ∆G_обр. = ∆G₂₉₈ – RTln с;
   
2. 
   ∆G_обр. = ∆G₂₉₈ ∙ RTln с;
   
3. 
   ∆G_обр. = ∆G₂₉₈ +RTln с;
   
4. 
   ∆G_обр. = ∆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) + О_{2 (газ)}  2Cl_2(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 2SO_2(газ) + O_2(газ)  2SO_3(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. 
   3H_2(газ) + N_2(газ)  2NH_3(газ);
   
2. 
   H_2(газ) + I_2(газ)  2HI(газ);
   
3. 
   СaCO_{3(тверд)}  CaO_(тверд) + CO_2(газ);
   
4. 
   2SO_2(газ) +O_2(газ)  2SO_3(газ).
   

91. Для смещения влево равновесия обратимой реакции 2SO_2(газ) + O_2(газ)  2SO_3(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) + О_{2 (газ)} ↔ 2NO_{2 (газ)};
   
2. 
   СаСО_{3 (тв.)} ↔ СаО_(тв.) + СО_{2 (газ)};
   
3. 
   NH₄Cl _(тв.)↔ NH_{3 (газ)} + НСl _(газ);
   
4. 
   3Н_{2 (газ)} + N_{2 (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:

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. 
   2SO_2(газ) + +O_2(газ)  2SO_3(газ) + Q;
   
2. 
   3Н_{2 (газ)} + N_{2 (газ)} ↔ 2 NH_3(газ) + Q;
   
3. 
   Н_2(газ)+ I_2(газ)↔2НI_(газ);
   
4. 
   N_{2 (газ)} + О_2(газ)↔2NО_(газ).
   

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

1. 
   4HCl_(газ) + О_{2 (газ)}  2Cl_2(газ)+ 2Н₂О_(газ) + Q;
   
2. 
   СаСО_{3 (тв.)} ↔ СаО_(тв.)+СО_{2 (газ)} – Q;
   
3. 
   СО_(газ)+ Cl_2(газ)↔СОCl_2(газ)+ Q;
   
4. 
   N_{2 (газ)}+ О_2(газ)↔2NО_(газ) – Q.
   

97. При повышении температуры в системе 3Н_{2 (газ)} + N_{2 (газ)} 
 2 NH_3(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.