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: 4 из 14

.Н₂О.


126. Значение рН кислотной буферной системы зависит от:

1. 
   величины константы кислотности кислоты;
   
2. 
   степени диссоциации кислоты в растворе;
   
3. 
   соотношения концентраций кислоты и соли;
   
4. 
   концентрации только одного из компонентов буфера
   

127. Значение рН для кислотного буфера рассчитывается по уравнению:

1. 
   рН = рК_а – lg С_осн/С_соли ;
   
2. 
   рН = рК_а – lg С_к-ты/С_соли;
   
3. 
   рН = рК_а – lg С_к-ты/С_осн;
   
4. 
   рН = рК_b – lg _Ск-ты/С_соли.
   

128. Значение рОН для основного буфера рассчитывается по уравнению:

1. 
   рОН = рК_а – lg С_осн/С_соли ;
   
2. 
   рОН = рК_а + lg С_к-ты/С_соли;
   
3. 
   рОН = рК_а – lg С_к-ты/С_осн;
   
4. 
   рОН = рК_b – lg С_осн/С_соли.
   

129. Значение рН для основного буфера рассчитывается по формуле:

1. 
   рН = рК_а – lg С_осн/С_соли ;
   
2. 
   рН = 14 - рК_b + lg С_осн/С_соли;
   
3. 
   рН = 14 + рК_а – lg С_к-ты/С_осн;
   
4. 
   рН = рК_b – lg С_осн/С_соли.
   

130. Водородный показатель буфера типа слабая кислота и её анион численно равен рК кислотности при:

1. 
   концентрации кислоты в буферной системе равной концентрации соли;
   
2. 
   концентрации кислоты примерно в 10 раз больше концентрации соли;
   
3. 
   никогда не равен;
   
4. 
   если концентрации кислоты и соли равны 1 моль/л.
   

131. Значение рН основного буфера зависит от:

1. 
   значения константы диссоциации слабого основания;
   
2. 
   концентрации только одного из компонентов буфера;
   
3. 
   значений степени диссоциации слабого основания;
   
4. 
   соотношения концентраций компонентов буфера.
   

132. рН буферных систем рассчитывается по уравнению:

1. 
   Дерягина-Ландау-Фервея-Овербека;
   
2. 
   Гендерсона-Гассельбаха;
   
3. 
   Вант-Гоффа;
   
4. 
   Генри-Дальтона.
   

133. Для используемых на практике буферных систем значения рН лежат в интервале:

1. 
   рК + 10;
   
2. 
   pK – 10;
   
3. 
   рК ± 1;
   
4. 
   pK ± 10.
   

134. Уравнение Гендерсона-Гассельбаха не рекомендуется использовать в случае:

1. 
   если рК_а для кислоты <3;
   
2. 
   если рК_а для кислоты >11;
   
3. 
   если рК_а для кислоты = 7;
   
4. 
   если рК_а для кислоты < 5.
   

135. Буферная ёмкость (В) – это способность буферной системы:

1. 
   поддерживать постоянство рН при разбавлении буфера;
   
2. 
   противодействовать смещению рН при увеличении соотношения концентраций компонентов буфера;
   
3. 
   противодействовать смещению рН при добавлении небольших количеств кислоты или щёлочи;
   
4. 
   поддерживать постоянство рН, при изменении рОН .
   

136. Буферная емкость по кислоте:

1. 
   равна химическому количеству эквивалента кислоты, которое необходимо добавить к 1 л буферной системы, чтобы увеличить её рН на 1;
   
2. 
   равна химическому количеству эквивалента кислоты, которое необходимо добавить к 1 л буферной системы, чтобы уменьшить её рН на 1;
   
3. 
   равна химическому количеству эквивалента кислоты, которое необходимо добавить к 1 л буферной системы, чтобы увеличить её рН в 10 раз;
   
4. 
   равна химическому количеству эквивалента щелочи, которое необходимо добавить к 1 л буферной системы, чтобы увеличить её рН на 1 .
   

137. Буферная емкость по основанию:

1. 
   равна химическому количеству эквивалента щелочи, которое необходимо добавить к 1 л буферной системы, чтобы увеличить её рН на 1;
   
2. 
   равна химическому количеству эквивалента щелочи, которое необходимо добавить к 1 л буферной системы, чтобы уменьшить её рН на 1;
   
3. 
   равна химическому количеству эквивалента щелочи, которое необходимо добавить к 1 л буферной системы, чтобы увеличить её рН в 10 раз;
   
4. 
   равна химическому количеству эквивалента кислоты, которое необходимо добавить к 1 л буферной системы, чтобы увеличить её рН на 1.
   

138. Буферная емкость зависит:

1. 
   только от концентрации слабой кислоты или основания;
   
2. 
   только от концентрации солевой компоненты буфера;
   
3. 
   от концентраций обоих компонентов буферной системы;
   
4. 
   от соотношения компонентов буферной системы.
   

139. Буферная емкость ацетатного буфера по кислоте зависит от:

1. 
   концентрации солевой компоненты;
   
2. 
   концентрации кислотной компоненты;
   
3. 
   концентрации СН₃СООН;
   
4. 
   концентрации СН₃СООNа.
   

140. Буферная емкость аммиачного буфера по основанию будет больше, чем по кислоте, в случае, если:

1. 
   содержание NH₄Cl > чем NH₃;
   
2. 
   содержание NH₃ > чем NH₄Cl;
   
3. 
   содержание солевой компоненты больше, чем слабого основания;
   
4. 
   содержание слабого основания больше, чем солевой компоненты.
   

141. Буферная ёмкость кислотного буфера по кислоте повышается при:

1. 
   одновременном увеличении концентрации кислоты и уменьшении концентрации соли;
   
2. 
   одновременном уменьшении концентрации кислоты и увеличении концентрации соли;
   
3. 
   уменьшении концентрации кислоты;
   
4. 
   увеличении концентрации соли.
   

142. Какова ёмкость буферного раствора по щелочи, если при добавлении к 1 литру этого буфера 2 г NaOH показатель рН изменился от 6,8 до 7,3 ?

1. 
   0,1;
   
2. 
   0,05;
   
3. 
   2;
   
4. 
   0,2.
   

143. Показатель (рОН) крови в норме колеблется в пределах:

1. 
   7,36 – 7,40;
   
2. 
   6,64 – 6,60;
   
3. 
   10^–7,36 – 10 ^–7,40;
   
4. 
   1 – 1,5 .
   

144. Какова ёмкость буферного раствора по кислоте, если при добавлении к 1 литру этого буфера 1,46 г HCl показатель рН изменился от 7,2 до 6,7?

1. 
   0,004;
   
2. 
   0,08;
   
3. 
   0,04;
   
4. 
   0,008.
   

145. С каким из компонентов гидрокарбонатного буфера взаимодействуют ионы Н⁺ при выделении в кровь больших количеств кислых продуктов?

1. 
   СО₂;
   
2. 
   Н₂О;
   
3. 
   Н₂СО₃;
   
4. 
   НСО₃^–.
   

146. Какова ёмкость буферного раствора по кислоте, если при добавлении к 1 литру этого буфера 2,19 г HCl показатель рН изменился от 7,0 до 6,2?

1. 
   0,075;
   
2. 
   0,15;
   
3. 
   0,06;
   
4. 
   0,8.
   

147. Состояние организма, при котором рН крови снижается относительно нормы, называется:

1. 
   ацидоз;
   
2. 
   алкалоз;
   
3. 
   гемостаз;
   
4. 
   изоосмия.
   

148. Состояние организма, при котором рН крови повышается относительно нормы, называется:

1. 
   ацидоз;
   
2. 
   алкалоз;
   
3. 
   гемостаз;
   
4. 
   изоосмия.
   

149. Изменение рН крови до каких значений приводит к летальному исходу:

1. 
   ниже 6,8;
   
2. 
   ниже 7,36;
   
3. 
   выше 8;
   
4. 
   выше 7,4.
   

150. Дыхательный ацидоз возникает в результате:

1. 
   гиповентиляции легких;
   
2. 
   увеличения содержания СО₂ в артериальной крови;
   
3. 
   гипервентиляции легких;
   
4. 
   уменьшения содержания СО₂ в артериальной крови.
   

151. При накоплении в крови и тканях органических кислот возникает:

1. 
   дыхательный ацидоз;
   
2. 
   дыхательный алкалоз;
   
3. 
   метаболический ацидоз;
   
4. 
   метаболический алкалоз.
   

152. Согласно теории Аррениуса кислотой является:

1. 
   вещество, диссоциирующее с образованием ионов Н⁺;
   
2. 
   вещество, диссоциирующее с образованием ионов ОН^–;
   
3. 
   вещество, способное присоединять протон;
   
4. 
   вещество, способное присоединять пару электронов.
   

153. Согласно теории Аррениуса основанием является:

1. 
   вещество, диссоциирующее с образованием ионов Н⁺;
   
2. 
   вещество, диссоциирующее с образованием ионов ОН^–;
   
3. 
   вещество, способное присоединять протон;
   
4. 
   вещество, способное присоединять пару электронов.
   

154. Протолитическая теория кислот и оснований была сформулирована:

1. 
   Бренстедом;
   
2. 
   Лоури;
   
3. 
   Аррениусом;
   
4. 
   Оствальдом.
   

155. Согласно протолитической теории кислотой является :

1. 
   вещество, диссоциирующее с образованием ионов Н⁺;
   
2. 
   вещество, способное отдавать протон ;
   
3. 
   вещество, способное присоединять протон;
   
4. 
   вещество, способное присоединять пару электронов.
   

156. Согласно протолитической теории основанием является:

1. 
   вещество, диссоциирующее с образованием ионов Н⁺;
   
2. 
   вещество, диссоциирующее с образованием ионов ОН^–;
   
3. 
   вещество, способное присоединять протон;
   
4. 
   вещество, способное отдавать протон.
   

157. Кислоты и основания по теории Бренстеда-Лоури могут быть:

1. 
   катионные;
   
2. 
   анионные;
   
3. 
   нейтральные;
   
4. 
   комплексные.
   

158. К анионным кислотам относится:

1. 
   HCl;
   
2. 
   NH₃;
   
3. 
   HSO₄^–;
   
4. 
   NO₃^–.
   

159. К анионным основаниям относится:

1. 
   HCl;
   
2. 
   NH₃;
   
3. 
   HSO₄^–;
   
4. 
   NO₃^–.
   

160. Растворители с ярко выраженным сродством к ионам Н⁺ называются:

1. 
   апротонные;
   
2. 
   амфипротные;
   
3. 
   протофильные;
   
4. 
   протогенные.
   

161. Растворители, обладающие гораздо большей способностью к отдаче протона, чем к его присоединению, называются:

1. 
   апротонные;
   
2. 
   амфипротные;
   
3. 
   протофильные;
   
4. 
   протогенные.
   

162. Растворители, обладающие сопоставимой способностью к присоединению или отдаче протона, называются:

1. 
   апротонные;
   
2. 
   амфипротные;
   
3. 
   протофильные;
   
4. 
   протогенные.
   

163. Инертные растворители иначе называются:

1. 
   апротонные;
   
2. 
   амфипротные;
   
3. 
   протофильные;
   
4. 
   протогенные.
   

164. Протофильные растворители:

1. 
   всегда увеличивают силу кислот;
   
2. 
   затрудняют диссоциацию кислот;
   
3. 
   не влияют на силу кислот;
   
4. 
   облегчают ионизацию оснований.
   

165. Протогенные растворители:

1. 
   всегда увеличивают силу кислот;
   
2. 
   затрудняют диссоциацию кислот;
   
3. 
   не влияют на силу кислот;
   
4. 
   облегчают ионизацию оснований.
   

166. Выдвинутая Льюисом в 1923 году теория кислот и оснований получила название:

1. 
   теория электролитической диссоциации;
   
2. 
   протолитическая теория кислот и оснований;
   
3. 
   водородная теория кислот и оснований;
   
4. 
   электронная теория кислот и оснований.
   

167. Согласно теории Льюиса кислотой является:

1. 
   донор электронной пары;
   
2. 
   акцептор электронной пары;
   
3. 
   донор протона;
   
4. 
   акцептор протона.
   

168. Согласно теории Льюиса основанием является:

1. 
   донор электронной пары;
   
2. 
   акцептор электронной пары;
   
3. 
   донор протона;
   
4. 
   акцептор протона.
   

169. К кислотам Льюиса можно отнести:

1. 
   AlCl₃;
   
2. 
   BF₃;
   
3. 
   Cu²⁺;
   
4. 
   NH_3.
   

170. К основаниям Льюиса можно отнести:

1. 
   AlCl₃;
   
2. 
   BF₃;
   
3. 
   NH₃;
   
4. 
   ОН^–.
   

171. Электролитами называются:

1. 
   вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток;
   
2. 
   вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток;
   
3. 
   вещества, диссоциирующие с образованием ионов Н⁺;
   
4. 
   вещества, способные присоединять пару электронов.
   

172. Неэлектролитами называются:

1. 
   вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток;
   
2. 
   вещества, растворы и расплавы которых не проводят электрический ток;
   
3. 
   вещества, диссоциирующие с образованием ионов Н⁺;
   
4. 
   вещества, способные присоединять пару электронов.
   

173. К электролитам относятся:

1. 
   соединения, образованные ионными связями;
   
2. 
   соединения, образованные полярными ковалентными связями;
   
3. 
   соединения, образованные малополярными ковалентными связями;
   
4. 
   соединения, образованные неполярными ковалентными связями.
   

174. К неэлектролитам относятся:

1. 
   соединения, образованные ионными связями;
   
2. 
   соединения, образованные полярными ковалентными связями;
   
3. 
   соединения, образованные малополярными ковалентными связями;
   
4. 
   соединения, образованные неполярными ковалентными связями.
   

175. Автором теории электролитической диссоциации является:

1. 
   Бренстед;
   
2. 
   Лоури;
   
3. 
   Аррениус;
   
4. 
   Льюис.
   

176. Сильные электролиты – это вещества:

1. 
   которые в водных растворах полностью распадаются на ионы;
   
2. 
   которые в водных растворах частично распадаются на ионы;
   
3. 
   имеющие атомную кристаллическую решетку;
   
4. 
   имеющие металлическую кристаллическую решетку.
   

177. Слабые электролиты – это вещества:

1. 
   которые в водных растворах полностью распадаются на ионы;
   
2. 
   которые в водных растворах частично распадаются на ионы;
   
3. 
   имеющие атомную кристаллическую решетку;
   
4. 
   газы, в молекулах которых атомы связаны неполярными ковалентными связями.
   

178. Степень электролитической диссоциации – это:

1. 
   отношение общего числа молекул вещества в растворе к числу его молекул, которые распались на ионы;
   
2. 
   отношение числа распавшихся на ионы молекул вещества к общему числу его молекул в растворе;
   
3. 
   отношение химического количества распавшихся на ионы молекул электролита к общему химическому количеству молекул электролита в растворе;
   
4. 
   отношение общего химического количества молекул электролита в растворе к химическому количеству его молекул, которые распались на ионы.
   

179. Степень электролитической диссоциации обозначается греческой буквой:

1. 
   α;
   
2. 
   β;
   
3. 
   γ;
   
4. 
   η.
   

180. Степень диссоциации слабых электролитов зависит от:

1. 
   вязкости среды;
   
2. 
   температуры кипения растворителя;
   
3. 
   температуры раствора;
   
4. 
   концентрации раствора.
   

181. При ступенчатой диссоциации электролита величина константы диссоциации для суммарного уравнения связана с константами диссоциации отдельных стадий соотношением:

1. 
   К_сумм = К₁+К₂+К₃+…+К_n;
   
2. 
   К_сумм = К₁