авторефераты диссертаций БЕСПЛАТНАЯ  БИБЛИОТЕКА

АВТОРЕФЕРАТЫ КАНДИДАТСКИХ, ДОКТОРСКИХ ДИССЕРТАЦИЙ

<< ГЛАВНАЯ
АГРОИНЖЕНЕРИЯ
АСТРОНОМИЯ
БЕЗОПАСНОСТЬ
БИОЛОГИЯ
ЗЕМЛЯ
ИНФОРМАТИКА
ИСКУССТВОВЕДЕНИЕ
ИСТОРИЯ
КУЛЬТУРОЛОГИЯ
МАШИНОСТРОЕНИЕ
МЕДИЦИНА
МЕТАЛЛУРГИЯ
МЕХАНИКА
ПЕДАГОГИКА
ПОЛИТИКА
ПРИБОРОСТРОЕНИЕ
ПРОДОВОЛЬСТВИЕ
ПСИХОЛОГИЯ
РАДИОТЕХНИКА
СЕЛЬСКОЕ ХОЗЯЙСТВО
СОЦИОЛОГИЯ
СТРОИТЕЛЬСТВО
ТЕХНИЧЕСКИЕ НАУКИ
ТРАНСПОРТ
ФАРМАЦЕВТИКА
ФИЗИКА
ФИЗИОЛОГИЯ
ФИЛОЛОГИЯ
ФИЛОСОФИЯ
ХИМИЯ
ЭКОНОМИКА
ЭЛЕКТРОТЕХНИКА
ЭНЕРГЕТИКА
ЮРИСПРУДЕНЦИЯ
ЯЗЫКОЗНАНИЕ
РАЗНОЕ
КОНТАКТЫ

Астрологический Прогноз на год: карьера, финансы, личная жизнь


Pages:   || 2 |
-- [ Страница 1 ] --

Министерство образования и науки РФ

Федеральное государственное бюджетное образовательное

учреждение высшего профессионального образования

«Сибирская государственная

автомобильно-дорожная академия

(СибАДИ)»

Кафедра инженерной экологии и химии

СБОРНИК ТЕСТОВ ПО ХИМИИ

Составители: В.А.Хомич, С.А.Эмралиева

Омск

СибАДИ

2012 1 УДК 541.18 ББК 24.1 Рецензент канд. хим. наук, доц. В.И.Нохрин (ФГБОУ ВПО «МГУТУ им. К.Г.Разумовского») Работа одобрена научно-методическим советом направлений 270800, 190600, 221400 в качестве сборника заданий для подготовки студентов к интернет-тестированию.

Сборник тестов по химии / сост.: В.А.Хомич, С.А.Эмралиева. Омск:

СибАДИ, 2012. 121 с.

Сборник содержит набор тестовых заданий по химии для подготовки к интернет-тестированию. Охватывает материал пяти модулей: «Общая и неорганическая химия», «Аналитическая химия», «Физическая химия», «Коллоидная химия», «Высокомолекулярные соединения». Предназначен для студентов первого курса строительных, механических и экономических направлений бакалавриата.

Библиогр.: 3 назв.

ФГБОУ ВПО «СибАДИ», ОГЛАВЛЕНИЕ Введение………………………………………………………………………….. МОДУЛЬ 1. ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ…………………. Тема 1. Строение атома и периодическая система ………………………… Тема 2. Химическая связь и строение вещества…………………………….. Тема 3. Классы неорганических соединений………………………………… Тема 4. Равновесие в растворах электролитов. Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена…………………………….. Тема 5. Равновесие в растворах электролитов. Гидролиз солей…………… Тема 6. Способы выражения состава растворов……………………….......... Тема 7. Окислительно-восстановительные реакции………………………… МОДУЛЬ 2. АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ…………………………………. Тема 8. Качественный анализ………………………………………………… Тема 9. Количественный анализ………………………………………………. Тема 10. Физико-химические методы анализа………………………………... МОДУЛЬ 3. ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ ………………………………………. Тема 11. Основы химической термодинамики……………………………….. Тема 12. Химическая кинетика и катализ…………………………………….. Тема 13. Химическое равновесие……………………………………………… Тема 14. Общие свойства растворов………………………………………….. Тема 15. Электрохимические процессы. Гальванический элемент..……….. Тема 16 Электрохимические процессы. Коррозия металлов………………. Тема 17. Электрохимические процессы. Электролиз……………………….. МОДУЛЬ 4. КОЛЛОИДНАЯ ХИМИЯ……………………………………… Тема 18. Поверхностные явления и адсорбция…………………………......... Тема 19. Дисперсные системы. Коллоидные растворы……………………… Тема 20. Свойства коллоидных растворов…………………………………… Тема 21. Строение коллоидных частиц………………….……………………. Тема 22. Коагуляция……………………………………………………………. МОДУЛЬ 5. ВЫСОКОМОЛЕКУЛЯРНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ…………….. Тема 23. Органические и неорганические полимеры. Реакции получения…. Тема 24. Органические и неорганические полимеры. Структура и свойства. Тема 25. Биополимеры………………………………………………………….. Библиографический список…………………………………………………….. Приложение 1. Периодическая таблица Д.И.Менделеева…………………….. Приложение 2. Таблица растворимости …………………….............................. Приложение 3. Таблица кислот ………………………………………………… Приложение 4. Термодинамические характеристики веществ..…….……….. Приложение 5. Энергия ионизации атомов и сродство атомов к электрону.. Приложение 6. Стандартные электродные потенциалы ° некоторых металлов (ряд напряжений)…………………………………… Приложение 7. Изменение цвета индикатора в зависимости от кислотности среды……………………………………………………………. Приложение 8. Наиболее распространенные специфические реагенты…….. ВВЕДЕНИЕ Базовые знания по дисциплине «Химия» студенты получают на лекциях и при работе с учебником [1]. Практическое применение теоретических знаний студенты осуществляют при выполнении лабораторных работ.

Основным методом контроля и оценки знаний студентов является тестирование. Тестовая система представляет собой основу единого государственного экзамена, используется в дистанционном обучении.

Для овладения алгоритмами выполнения тестовых заданий необходима самостоятельная работа, которая может проводиться по сборнику задач [2].

Тестовые задания, приведенные в данном сборнике, включают материалы 5 модулей и 22 тем дисциплины «Химия» для всех направлений бакалавриата. Сборник тестов является учебным пособием для текущего контроля знаний, а также для подготовки к интернет-тестированию. Сборник содержит приложения, необходимые для выполнения заданий.

При выполнении тестовых заданий рекомендуется пользоваться справочным пособием [3], которое содержит основные законы химии, правила, формулы, уравнения, а также справочные таблицы.

МОДУЛЬ ОБЩАЯ И НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Тема 1. Строение атома и периодическая система 1.1. В ряду H2SO3 H2SeO3 H2TeO3 сила кислот:

1) не изменяется;

2) уменьшается;

3) изменяется неоднозначно;

4) увеличивается.

1.2. Для электронов, находящихся на р-орбиталях, значение орбитального квантового числа равно:

1) 3;

2) 2;

3) 1;

4) 0.

1.3. Электронная конфигурация основного состояния внешнего электронного уровня атома магния 2412Mg имеет вид:

1) 3s23p0;

2) 3s13d1;

3) 3s13p1;

4) 3s03d2.

1.4. Число неспаренных электронов в основном состоянии атома элемента, образующего высший оксид состава Э2О5, равно:

1) 3;

2) 4;

3) 5;

4) 21.

1.5. Формула высшего оксида элемента, распределение валентных электронов которого ns1(n-1)d5, имеет вид:



1) Э2О;

2) ЭО3;

3) ЭО;

4) Э2О5.

1.6. Одинаковые значения валентности в высшем оксиде и водородном соединении проявляет:

1) сера;

2) фосфор;

3) кремний;

4) хлор.

1.7. Положение электрона в атоме характеризуется следующими квантовыми числами: n = 4;

l = 2;

ml = 0;

S = +1/2. Электрон находится на орбитали:

1) 4р;

2) 2s;

3) 4d;

4) 4f.

1.8. Катион Mn2+ имеет электронную конфигурацию:

1) 1s22s22p63p63d54s2;

2) 1s22s22p63s23p63d5;

3) 1s22s22p63s23p63d34s2;

4) 1s22s22p63s23p63d44s1.

1.9. Энергию электронных орбиталей определяет … квантовое число.

1) спиновое;

2) главное;

3) магнитное;

4) орбитальное.

1.10. Электронную конфигурацию внешнего энергетического уровни 3s23p6 имеет частица:

1) S0;

2) Mg2+;

3) S2-;

4)О2-.

1.11. Наименьшую энергию ионизации имеет атом:

1) магния;

2) алюминия;

3) кремния;

4) натрия.

1.12. В периоде с увеличением порядкового номера элементов относительная электроотрицательность:

1) остается постоянной;

2) увеличивается;

3) уменьшается;

4) изменяется периодически.

1.13. В ряду веществ NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 … 1) cвойства не изменяются, так как это гидроксиды металлов одного периода;

2) основные свойства усиливаются, так как увеличивается число гидроксогрупп;

3) cвойства изменяются периодически, так как возрастает заряд ядра атома;

4) кислотные свойства усиливаются, так как уменьшается атомный радиус.

1.14. Формула высшего оксида элемента с электронным строением атома 1s22s22p63s23p63d34s2:

1) Э2О;

2) Э2О3;

3) ЭО;

4) Э2О5.

1.15. В ряду ВаSrCa металлические свойства:

1) не изменяются, так как атомные радиусы близки;

2) усиливаются, так как радиусы атомов уменьшаются;

3) ослабляются, так как атомные радиусы уменьшаются.

1.16. Высшему валентному состоянию ванадия соответствует электронная конфигурация:

1) 3d34s2;

2) 3d43s1;

3) 3d34s14р1;

4) 3d24s14р2.

1.17. Формула высшего оксида элемента, образующего водородное соединение ЭН2, имеет вид:

1) ЭО4;

2) ЭО2;

3) ЭО3;

4) ЭО.

1.18. Возможна комбинация квантовых чисел для одного из состояний электрона в атоме:

1) n = 3, l = 3, ml = 0;

s = +1/2;

2) n = 3, l = 2, ml = 3;

s = –1/2;

3) n = 2, l = 0, ml = 0;

s = +1/2;

4) n = 2, l = 2, ml = 1;

s = –1/2.

1.19. Магнитное квантовое число может принимать значения:

1) 0, 1, 2…;

2) 1, 2, 3…(n – 1);

3) –…0…+;

4) ±1/2.

1.20. В ряду Ва(ОН)2 Sr(OH)2 Са(ОН)2 сила основания… 1) усиливается, так как радиус иона металла уменьшается;

2) усиливается, так как радиус иона металла увеличивается;

3) ослабляется, так как радиус иона металла уменьшается;

4) ослабляется, так как радиус иона металла увеличивается.

1.21. Изотопы элемента различаются числом:

1) протонов;

2) электронов;

3) нейтронов;

4) нуклонов.

1.22. Иону О2- соответствует электронная конфигурация:

1) 1s22s22p6;

2) 1s22s22p5;

3) 1s22s22p3;

4) 1s22s22p0.

1.23. Наиболее сильной кислотой является:

1) HClO;

2) HClO4;

3) HClO2;

4) HClO3.

1.24. Ядро атома состоит из:

1) нейтронов, электронов и протонов;

2) протонов и электронов;

3) протонов и нейтронов;

4) нейтронов и электронов.

1.25. В ряду Al2O3 SiO2 P2O5 происходит переход от:

1) основного оксида к кислотному;

2) основного оксида к амфотерному;

3) кислотного оксида к амфотерному;

4) амфотерного оксида к кислотному.

1.26. Внешний энергетический уровень W+6 имеет электронную конфигурацию:

1) 5d06s2;

2) 5d46s0;

3) 5d106s0;

4) 5d06s0.

1.27. Электронная формула внешнего энергетического уровня 4s24p соответствует атому элемента:

1) 35Br;

2) 26Fe;

3) 39K;

4) 74W.

Тема 2. Химическая связь и строение вещества 2.1. Наиболее полярной является химическая связь в соединении:

1) КF;

2) ВF3;

3) SiF4;

4) F2.

2.2. Неполярными среди приведенных молекул являются (возможно несколько вариантов ответа):

1) I2;

2) ВF3;

3) НI;

4) Н2О.

2.3. Химическая связь наиболее прочная в молекуле:

1) ССl4;

2) СН4;

3) СF4;

4) СВr4.

2.4. Центральный атом находится в состоянии sp3-гибридизации в молекуле:

1) СН4;

2) К2СО3;

3) СО;

4) СО2.

2.5. Какие молекулы являются неполярными (возможно несколько вариантов ответа):

1) СF4 – тетраэдрическая;

2) PH3 – пирамидальная;

3) SO2 – угловая;

4) BeCl2 – линейная?

2.6. В молекуле H2SO4 между атомами водорода и кислорода реализуется … связь.

1) ионная;

2) ковалентная полярная;

3) ковалентная неполярная;

4) водородная.

2.7. Установите соответствие между формулой вещества и типом химической связи:

1) NaCl;

а) водородная;

2) PH3;

б) ионная;

3) Na;

в) ковалентная полярная;

4) Cl2;

г) ковалентная неполярная.

2.8. Из приведенных молекул N2, PCl3, AlF3, SeCl2 неполярными являются:

1) N2, SeCl2, PCl3;

2) N2, AlF3;

3) PCl3, AlF3;

4) AlF3, SeCl2.

2.9. Атомную кристаллическую решетку имеет:

1) кремний;

3) йод I2;

2) железо;

4) лед (Н2О(т)).

2.10. Образование химической связи в ионе [BF4] BF3+ F- = [BF4]- осуществляется:

1) по донорно-акцепторному механизму;

2) за счет электростатического притяжения ионов фтора и бора;

3) по обменному механизму;

4) вследствие обмена электронами между молекулой и ионом.

2.11. Вещества, содержащие только ковалентные полярные химические связи, приведены в ряду:

1) PF5;

Cl2O7 ;

NH4Cl;

2) H3PO4;

BF3;

CH3COONH4;

3) NO2;

SOCl2;

CH3COOH;

4) F2;

H2SO4;

P2O5.

2.12. Неполярной является молекула:

1) угловая SO2;

2) тетраэдрическая CF4;

3) пирамидальная PH3;

4) линейная HCN.

2.13. Молекула SiF4 имеет … пространственную конфигурацию.

1) угловую;

2) треугольную;

3) линейную;

4) пирамидальную (тетраэдр).

2.14. Центральный атом имеет sp2 – гибридизацию в молекулах (возможно несколько вариантов ответа):

1) С2Н4;

2) BF3;

3) NCl3;

4) C2H2.

2.15. В ряду водных растворов HFHClHBrHI сила кислот:

1) уменьшается;

2) увеличивается;

3) остается постоянной;

4) изменяется неоднозначно.

2.16. В узлах кристаллической решетки хлорида калия располагаются:

1) атомы калия и молекулы хлора;

2) ионы калия и хлора;

3) атомы калия и хлора;

4) молекулы KCl.

2.17. Формула молекулы с наибольшей полярностью связи Э-Н имеет вид:

1) HF;

2) CH4;

3) H2O;

4) NH3.

2.18. Формула молекулы вещества, в которой реализуется только ковалентный полярный тип связи, имеет вид:

1) Cl2;

2) NaClO3;

3) NaCl;

4) HCl.

2.19. Установите соответствие между формулой вещества и типом гибридизации орбиталей центрального атома: 1) CO2;

2) SO2;

3) CH4.

1) sp3;

2) sp2;

3) sp;

4) sp3d.

2.20. Установите соответствие между названием вещества и типом кристаллической решетки в веществе: 1) графит;

2) хлорид кальция;

3) литий.

1) атомная;

2) металлическая;

3) ионная;

4) молекулярная.

2.21. Формула вещества, в молекуле которого содержатся 2- и 2 связи, имеет вид:

1) C2H2;

2) H2O2;

3) CO2;

4) N2.

2.22. Формула вещества, молекулы которого имеют линейное строение, имеет вид:

1) NO2;

2) SO2;

3) H2S;

4) СO2.

2.23. Графит имеет … кристаллическую решётку.

1) ионную;

2) атомную;

3) металлическую;

4) молекулярную.

2.24. Число связей в молекуле О2 равно:

1) 2;

2) 1;

3) 3;

4) 1,5.

2.25. В узлах кристаллической решетки хлорида кальция располагаются:

1) ионы Са2+ и Сl-;

2) молекулы СаСl2;

3) атомы Са и Сl;

4) атомы Са и молекулы Сl2.

2.26. Для простых веществ характерны следующие типы химической связи:

1) ковалентная неполярная и ионная;

2) ковалентная полярная и металлическая;

3) ковалентная неполярная и металлическая;

4) ионная и металлическая.

2.27. Центральный атом имеет sp3 – гибридизацию в молекуле:

1) СН4;

2) BF3;

3) ВеCl2;

4) SO2.

2.28. Валентный угол в молекуле метана составляет:

1) 10928`;

2) 90;

3) 180;

4) 120.

2.29. Центральный атом имеет sp – гибридизацию в молекуле (возможно несколько вариантов ответа):

1) Н2O;

2) SO2;

3) ВеF2;

4) CO2.

2.30. Образованию химической связи соответствует:

1) взаимодействие ядер атомов;

2) перекрывание электронных облаков;

3) притяжение электронов;

4) уменьшение полной энергии взаимодействующих атомов.

Тема 3. Классы неорганических соединений 3.1. Формула гидроксида, который реагирует с водными растворами и кислот, и оснований, имеет вид:

1) Mg(OH)2;

2) Zn(OH)2;

3) B(OH)3;

4) NH4OH.

3.2. Формула гидроксида, который можно получить растворением в воде его оксида, имеет вид:

1) КОН;

2) AgOH;

3) Zn(OH)2;

4) Cu(OH)2.

3.3. Формула гидроксида, образующего основные соли, имеет вид:

1) Cu(OH)2;

2) CuOH;

3) NH4OH;

4) NaOH.

3.4. Формулы гидроксида, проявляющего амфотерные свойства, имеет вид:

1) Cr(OH)2;

2) B(OH)3;

3) Fe(OH)2;

4) Cr(OH)3.

3.5. Оксид хрома (VI) CrO3 взаимодействует (без перемены степени окисления) со следующими веществами (возможно несколько вариантов ответа):

1) Ва(ОН)2;

2) ZnO;

3) N2O5;

4) HCl.

3.6. Продуктом реакции P2O5 + 2NaOH + H2O является:

1) Na3PO4;

2) NaH2PO4;

3) Na2HPO4;

4) NaPO3.

3.7. Молярная масса соли, образующейся при взаимодействии одного моля гидроксида кальция с одним молем соляной кислоты, равна:

1) 75,5;

2) 92,5;

3) 76,5;

4) 111.

3.8. Молярная масса соли, образующейся при взаимодействии двух молей оксида углерода (IV) c одним молем гидроксида магния, равна:

1) 144;

2) 84;

3) 146;

4) 85.

3.9. В водном растворе будут взаимодействовать друг с другом (возможно несколько вариантов ответа):

1) MgO и КОН;

2) PbO и NaOH;

3) Сu(OH)2 и Zn;

4) Al2O3 и НСl.

3.10. При взаимодействии оксида серы (IV) с избытком раствора NaOH образуется:

1) сульфат натрия и вода;

2) гидросульфат натрия;

3) гидросульфит натрия;

4) сульфит натрия и вода.

3.11. Для цепочки превращений t Cl2 NaOH Fe Х1 Х2 Х3 конечным веществом Х3 является:

1) Fe2O3;

2) Fe(OH)2;

3) Fe(OH)3;

4) FeO.

3.12. Сумма коэффициентов в уравнении реакции Fe(OH)2 + HCl основная соль +… :

1) 4;

2) 5;

3) 6;

4) 9.

3.13. Из раствора сульфата цинка (II) выпадает осадок при добавлении:

1) KCl;

2) К2S;

3) СН3СООК;

4) КВr.

3.14. Основные оксиды, которым соответствуют нерастворимые в воде основания, не взаимодействуют с:

1) кислотами;

2) водой;

3) водородом;

4) алюминием.

3.15. В водном растворе практически осуществима реакция:

1) Na2SO4 + KCl ;

2) H2SO4 + BaCl2 ;

3) KNO3 + NaOH ;

4) CuCl2 + Na2SO4.

3.16. Из раствора нитрата меди (II) выпадает осадок при добавлении:

1) AgNO3;

2) NaBr;

3) NaOH;

4) Na2SO4.

3.17. С кислотами и щелочами взаимодействует оксид:

1) хрома (III);

2) хрома (II);

3) магния ;

4) хрома (VI).

3.18. Уравнение реакции, практически осуществимой в водном растворе, имеет вид:

1) Fe2(SO4)3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3 + 3H2SO4;

2) Ba(NO)3 + 2NaOH = 2NaNO3 + Ba(OH)2;

3) CuSO4 + 2KOH = K2SO4 + Cu(OH)2;

4) NaNO3 + HCl = NaCl + HNO3.

3.19. Хлорид меди (II) образуется при действии соляной кислоты на:

1) карбонат меди (II);

2) оксид меди (II);

3) бромид меди (II);

4) медь.

3.20. Основными оксидами являются:

1) Na2O;

2) ВеО;

3) Al2O3;

4) СаО.

3.21. В схеме «кислотный оксид + основание = …» продуктами реакции являются:

1) вода;

2) основной оксид;

3) соль и вода;

4) кислота и соль.

3.22. При взаимодействии оксида железа (III) c избытком раствора H2SO4 образуется:

1) сульфат железа;

2) гидросульфат железа;

3) гидроксосульфат железа;

4) реакция не пойдет.

3.23. Веществами Х1 и Х2 в цепочке превращений Н2О Н2СО3 СО2 + Н2О Ca Х1 СаСО3 Х2 являются:

1) СаО и СаС2О4;

2) СаСl2 и СаО;

3) СаО и Са(ОН)2;

4) Сa(OH)2 и Са(HCO3)2.

X Y 3.24. В схеме превращений К КОН K2SO4 веществами Х и Y являются:

1) H2O;

2) SO3;

3) SO2;

4) NaOH.

3.25. Оксидами, которые проявляют амфотерные свойства, являются (возможно несколько вариантов ответа):

1) CaO;

2) BeO;

3) Cr2O3;

4) CrO3.

3.26. Образование кислых солей возможно в реакциях между веществами:

1) Fe(OH)3 + HCl ;

2) KOH + CO2 ;

3) N2O5 + NaOH ;

4) CaO + H3PO4.

3.27. Кислотами, которые не образуют кислых солей, являются:

1) ортофосфорная;

2) сернистая;

3) хлороводородная;

4) азотистая.

3.28. Образование соли аммония возможно в химической реакции:

1) Fe + HNO3(конц) ;

2) Cu + HNO3(разб) ;

3) Mg + HNO3(разб) ;

4) Zn + HNO3(конц).





3.29. При растворении гидроксидов цинка и хрома (III) в избытке раствора гидроксида калия образуются вещества, формулы которых имеют вид:

1) K2ZnO2;

2) K3[Cr(OH)6];

3) K2[Zn(OH)4];

4) KCrO2.

H2O CO2(изб) 3.30. В схеме превращений CaH2 X Y веществами Х и Y являются:

1) Ca(HCO3)2;

2) Ca(OH)2;

3) CaO;

4) CaCO3.

3.31. Продуктами взаимодействия пероксида натрия с углекислым газом в молярном соотношении 1:1 являются (возможно несколько вариантов ответа):

1) Na2CO3;

2) Na2O;

3) CO;

4) O2.

3.32. Кислотный характер имеют оксиды, образованные металлами:

1) со степенью окисления ниже +4;

2) с любой степенью окисления;

3) главных подгрупп;

4) со степенью окисления +4 и выше.

3.33. При взаимодействии 1 моль гидроксида натрия и 1 моль серной кислоты образуется … соль и вода.

1) кислая;

2) двойная;

3) основная;

4) средняя.

3.34. Оксид цинка не реагирует с:

1) CO2;

2) NaOH;

3) NO;

4) SO2.

3.35. Кислая соль образуется при взаимодействии 1 моль Са(ОН)2 с:

1) 1 моль HNO3;

2) 1 моль H3PO4;

3) 1 моль CH3COOH;

4) 2 моль HCl.

Тема 4. Равновесие в растворах электролитов.

Электролитическая диссоциация. Реакции ионного обмена 4.1. Наибольшее число катионов образуется при диссоциации в воде 1 моль соли, формула которой:

1) Fe(NO3)3;

2) Ag3PO4;

3) Na3PO4;

4) Na2SO3.

4.2. Схема реакции, соответствующая сокращенному молекулярно ионному уравнению Cu2+ + 2OH- = Cu(OH)2, имеет вид:

1) CuS + NaOH ;

2) CuSO4 + NaOH ;

3) CuSO4 + Fe(OH)2 ;

4) CuCO3 + Fe(OH)2.

4.3. Наибольшее число ионов образуется при диссоциации в воде 1 моль соли, формула которой:

1) Cu(NO3)2;

2) Al(NO3)3;

3) Na2SO4;

4) Ca3(PO4)2.

4.4. Уравнение реакции, которая в водном растворе протекает практически до конца, имеет вид:

1) BaSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Ba(OH)2;

2) CuSO4 + 2HCl = CuCl2 + H2SO4;

3) Na2SO4 + 2HCl = 2NaCl + H2SO4 ;

4) CuSO4 + BaCl2 = BaSO4 + CuCl2.

4.5. Сумма коэффициентов в кратком ионном уравнении реакции между железом и соляной кислотой равна:

1) 8;

2) 6;

3) 5;

4) 7.

4.6. Сильным электролитом является водный раствор:

1) СO2;

2) CuCl2;

3) С2Н5ОН;

4) СО.

4.7. Одним из продуктов гидролиза нитрата железа (III) по второй ступени является:

1) FeOHNO3;

2) Fe(OH)2NO3;

3) Fe(OH)3;

4) FeOH(NO3)2.

4.8. Число катионов, образующихся при полной диссоциации 1 молекулы сульфата хрома (III), равно:

1) 3;

3) 2;

2) 4;

4) 5.

4.9. В 500 см раствора азотной кислоты HNO3 содержится 0,05 моль. рН данного раствора равен:

1) 1;

2) 5;

3) 1,3;

4) 3.

4.10. Лакмус окрашивается в красный цвет растворами солей в наборе:

1) BaCl2, FeSO4;

2) NH4NO3, Al(NO3)3;

3) KHSO4, NaCl;

4) NH4Cl, K2SiO3.

4.11. Лакмус окрашивается в синий цвет растворами солей в наборе:

1) K2SiO3, Na3PO4;

2) КНСО3, NaNO3;

3) ZnSO4, K2[Zn(OH)4];

4) Na2S, NH4Cl.

4.12. рН 7 имеет водный раствор солей:

1) K2SO4 и Cu(NO3)2;

2) FeSO4 и Na2SO3;

3) NaI и K2SO4;

4) FeSO4 и Cu(NO3)2.

4.13. В водном растворе хлорид-ионы образуются при диссоциации:

1) Cl2;

2) МgCl2;

3) AgCl;

4) ССl4.

4.14. Краткому молекулярно-ионному уравнению СО32- + 2Н+ = СО2 + Н2О соответствует полное молекулярное уравнение:

1) (CuOH)2CO3 + 2H2SO4 = 2CuSO4 + CO2 + 3H2O;

2) КHCO3 + HNO3 = KNO3 + CO2 + H2O;

3) K2CO3 + 2HNO3 = 2KNO3 + CO2 + H2O;

4) BaCO3 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + CO2 + H2O.

4.15. Степень диссоциации (ионизации) в 0,2 М растворе хлорноватистой кислоты HClO (КД = 5·10-8) равна:

1) 2·10-3;

3) 2,5·10-4;

2) 5·10-4;

4) 10-5.

4.16. Степень диссоциации синильной кислоты HCN в 0,1 М растворе равна 0,007 %. Константа диссоциация для данных условий равна:

1) 4,9·10-10;

2) 7·10-8;

3) 4·10-6;

4) 2,4·10-10.

4.17. Введение в раствор уксусной кислоты СН3СООН ионов Н+ … ее диссоциацию.

1) не изменяет;

2) ослабляет;

3) усиливает;

4) сначала ослабляет, затем усиливает.

4.18. Число катионов, образующихся при полной диссоциации одной молекулы сульфата хрома, равно:

1) 3;

2) 2;

3) 5;

4) 4.

4.19. Сокращенное молекулярно-ионное уравнение Са2+ + СО32- = СаСО3 соответствует реакции:

1) Ca3(PO4)2 + 3H2CO3 = 3СаСО3 + 2H3PO4;

2) CaCl2 + K2CO3 = СаСО3 + 2KCl;

3) CaSO3 + Na2CO3 = СаСО3 + Na2SO3;

4) Ca(NO3)2 + CO2 + H2O = СаСО3 + 2HNO3.

4.20. Сокращенное ионное уравнение имеет вид Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 для реакции:

1) FeSO4 + KOH ;

2) FeCO3 + HCl ;

3) FeCO3 + KOH ;

4) FeSO4 + H2O.

4.21. Степень диссоциации уксусной кислоты в ее водном растворе можно увеличить:

1) добавлением соляной кислоты;

2) охлаждением;

3) добавлением ацетата натрия;

4) добавлением воды.

4.22. Раствор азотной кислоты имеет рН = 1. Концентрация кислоты в растворе при 100 % диссоциации равна (моль/дм3):

1) 0,1;

2) 0,005;

3) 0,001;

4) 0,01.

4.23. Раствор гидроксида натрия имеет рН = 12. Концентрация основания в растворе при 100 % диссоциации равна (моль/дм3):

1) 0,005;

2) 0,001;

3) 0,1;

4) 0,01.

4.24. Наименьшей частицей растворенного вещества в растворах электролитов является:

1) атом;

2) ион;

3) электрон;

4) молекула.

4.25. Сильными электролитами являются (возможно несколько вариантов ответа):

1) NH4OH;

2) CuSO4;

3) Сa3(PO4)2;

4) HI.

4.26. Уравнение реакции, практически осуществимой в водном растворе, имеет вид:

1) Fe2(SO4)3 + 6HNO3 = 2Fe(NO3)3 + 3H2SO4;

2) CuSO4 + 2KOH = K2SO4 + Cu(OH)2;

3) NaNO3 + HCl = NaCl + HNO3;

4) Ba(NO)2 + 2NaOH = 2NaNO3 + Ba(OH)2.

4.27. Раствор гидроксида бария имеет рН = 12. Концентрация основания в растворе при 100 % диссоциации равна (моль/дм3):

1) 0,005;

2) 0,001;

3) 0,01;

4) 0,101.

4.28. рН 0,1 М раствора NaCl:

1) 0;

2) 7;

3) 7;

4) 7.

4.29. Раствор, в 500 см3 которого растворено 1,825 г HCl, имеет рН, равный:

1) 1;

3) 2;

2) 4;

4) 5.

4.30. рН раствора, в 1 дм3 которого содержится 0,2 моль гидроксида аммония (КД = 1,8·10-5), равен:

1) 10,7;

2) 2,7;

3) 3,3;

4) 11,3.

Тема 5. Равновесие в растворах электролитов.

Гидролиз солей 5.1. Фенолфталеин не изменяет окраски в растворах солей:

1) CuSO4, MgCl2, K2CO3, NaCl;

2) MgCl2, Cu(NO3)2, FeSO4, NiCl2;

3) Na2CO3, CaCl2, ZnSO4, Na2SO4;

4) CuCl2, MgSO4, Na2SO3, K3PO4.

5.2. Лакмус приобретает синюю окраску в растворах солей:

1) CuCl2, MgCl2, FeCl3, CaCl2;

2) Ni(NO3)2, Cu(NO3)2, FeSO4, Na2CO3;

3) NaF, KCl, Na2CO3, KNO3;

4) K2CO3, Na3PO4, ВaCl2, CsNO3.

5.3. Взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуется слабый электролит, называется:

1) гидратацией;

2) гидролизом;

3) сольватацией;

4) нейтрализацией.

5.4. Формула соли, которая не подвергается гидролизу, имеет вид:

1) СH3COONa;

2) AlCl3;

3) Cr2S3;

4) Na2SO4.

5.5. Сильным электролитом является водный раствор:

1) оксида углерода (II);

2) этанола;

3) оксида углерода (IV);

4) хлорида меди.

5.6. Одним из продуктов гидролиза нитрата железа (III) по второй ступени является:

1) FeOH(NO3)2;

2) Fe(OH)3;

3) Fe(OH)2NO3;

4) FeOH(NO3).

5.7. В уравнении для расчёта константы гидролиза ацетата натрия не учитывается значение концентрации:

1) [CH3COOH];

2) [OH–];

3) [CH3COO–];

4) [Na+].

5.8. Сумма коэффициентов в сокращенном ионном уравнении взаимодействия растворов хлорида алюминия и карбоната натрия равна:

1) 13;

2) 15;

3) 19;

4) 17.

5.9. При помощи фенолфталеина можно различить растворы солей:

1) K2CO3 и KCl;

2) Na 2CO3 и K2S;

3) K2SO4 и CuCl2;

4) ZnSO4 и Fe(NO3 )2.

5.10. Формула соли, водный раствор которой имеет рН 7:

1) NaHSO4;

2) ZnSO4;

3) CH3COONa;

4) KNO3.

5.11. Формула соли, в водном растворе которой индикатор фенолфталеин приобретает малиновую окраску, имеет вид:

1) K2SO4;

2) MgSO4;

3) NH4NO3;

4) K2CO3.

5.12. Формула соли, значение рН водного раствора которой равно 7, имеет вид:

1) Na2CO3;

2) NaHSO4;

3) CH3COONa;

4) NaCl.

5.13. Формула соли, водный раствор которой характеризуется рН 7, имеет вид:

1) CH3COONa;

2) KCl;

3) Na2CO3;

4) CuSO4.

5.14. Для водных растворов солей CuSO4 и FeCl3 верно, что:

1) в обоих растворах среда щелочная;

2) только во втором растворе среда кислая;

3) в обоих растворах среда кислая;

4) только во втором растворе среда щелочная.

Тема 6. Способы выражения состава растворов 6.1. Массовая доля гидроксида калия в растворе, полученном при смешивании 100 г раствора с массовой долей КОН 5 % и 150 г раствора с массовой долей 10 %, составляет (%):

1) 8;

2) 9;

3) 6;

4) 7.

6.2. Массовая доля гидрокарбоната натрия в растворе, полученном при смешивании 50 г раствора с массовой долей NaHCO3 8 % и 150 г раствора с массовой долей соли 4 % составляет (%):

1) 5;

2) 5,5;

3) 6;

4) 6,5.

6.3. Объем хлороводорода (н.у.), который содержится в 5 дм3 0,1 М раствора соляной кислоты, составляет (дм3):

1) 22,4;

3) 11,2;

2) 1,12;

4) 2,24.

6.4. Моляльная концентрация сульфата меди (II) в растворе, полученном при растворении 16 г CuSO4 в 100 г воды, составляет (моль/кг):

1) 8;

2) 2;

3) 16;

4) 1.

6.5. Массовая доля хлорида натрия в растворе, полученном после выпаривания 300 г воды из 800 г раствора с массовой долей NaCl 10 %, составляет (%):

1) 18;

2) 12;

3) 16;

4) 20.

6.6. В 300 см3 воды растворили 50 г NaCl. Массовая доля NaCl в растворе составляет (%):

1) 16,7;

2) 14,3;

3) 6;

4) 7.

6.7. В 1 дм3 раствора содержится 3,42 г Al2(SO4)3 (Mr = 342 г/моль).

Молярная концентрация ионов Al3+ в растворе равна (моль/дм3):

1) 0,1;

2) 0,01;

3) 0,02;

4) 0,03.

6.8. Молярная концентрация раствора, в 2 дм3 которого содержится 4,25 г хлорида лития LiCl, равна (моль/дм3):

1) 0,05;

2) 1;

3) 0,1;

4) 0,5.

6.9. Масса серной кислоты, содержащаяся в 2 дм3 раствора с молярной концентраций эквивалентов 0,5 моль/дм3, равна (г):

1) 49;

2) 196;

3) 98;

4) 24,5.

6.10. В 45 г воды растворено 6,84 г сахара C12H22О11. Мольные доли сахара и воды соответственно равны:

1) 0,02 и 2,5;

2) 0,008 и 0,992;

3) 0,02 и 1,25;

4) 0,02 и 0,998.

6.11. Объем 2 М раствора хлорида натрия, необходимый для приготовления 100 см3 0,5 М раствора, равен:

1) 20;

2) 10;

3) 25;

4) 50.

6.12. В 500 см3 воды растворено 105 г фторида натрия (NaF).

Моляльность раствора составляет (моль/кг):

1) 0,5;

2) 5,0;

3) 0,05;

4) 1,5.

6.13. К 250 г 14%-ного раствора хлорида калия KCl добавили 2 г той же соли. Массовая доля соли (в процентах) в полученном растворе равна:

1) 13,0;

2) 4;

3) 5;

4) 14,7.

6.14. В 500 см3 0,1 н. раствора CuSO4 содержится растворенной соли (г):

1) 8;

2) 4;

3) 16;

4) 40.

6.15. Смешали 200 г 20 %-ного и 300 г 10 %-ного растворов глюкозы.

Массовая доля вещества в полученном растворе равна (%):

1) 16;

2) 14;

3) 15;

4) 18.

6.16. Объем 0,1 н. раствора КОН, необходимый для нейтрализации 20 см3 0,15 н. раствора азотной кислоты, равен (см3):

1) 15;

2) 20;

3) 30;

4) 45.

6.17. Объем аммиака (н.у.), необходимый для получения 15 % раствора аммиака из 500 г 10 % раствора, равен (дм3):

1) 44,8;

2) 16,05;

3) 38,75;

4) 32,94.

6.18. 500 см3 водного раствора, содержащего 106 г карбоната натрия, разбавили дистиллированной водой в 2 раза. Молярная концентрация Na2CO3 в полученном растворе составляет (моль/дм3):

1) 0,1;

2) 1,0;

3) 0,05;

4) 0,5.

6.19. Смешали 1,6 г метанола СН3ОН и 2,7 г воды. Мольная доля метанола в растворе составляет:

1) 0,125;

2) 0,25;

3) 0,48;

4) 0,32.

6.20. Молярная концентрация раствора, в 2 дм3 которого содержится 4,25 г хлорида лития, равна (моль/дм3):

1) 0,50;

2) 0,05;

3) 1,0;

4) 0,1.

6.21. К 250 г раствора, содержащего 25 г сульфата калия, добавили 250 см3 дистиллированной воды. Массовая доля растворенного вещества в растворе:

1) увеличилась в 2 раза;

2) уменьшилась в 2,1 раза;

3) уменьшилась в 2 раза;

4) осталась неизмененной.

6.22. Масса гидроксида натрия в растворе, полученном при смешении 80 г раствора с массовой долей NaOH 2,5 % и 120 г раствора с массовой долей 5 %, составляет (г):

1) 6;

2) 8;

3) 40;

4) 200.

6.23. Размерность моляльной концентрации выражается в:

1) г/см3;

2) моль/дм3;

3) г/моль;

4) моль/кг.

6.24. Объем аммиака (н.у.), который содержится в 2,5 дм3 0,2 М раствора NH3, составляет (дм3):

1) 22,4;

2) 8,98;

3) 11,2;

4) 4,48.

6.25. Для нейтрализации 100 см3 раствора гидроксида натрия с молярной концентрацией 0,2 моль/дм3 потребуется … см3 раствора серной кислоты с молярной концентрацией 0,1 моль/дм3.

1) 50;

2) 25;

3) 100;

4) 400.

6.26. Молярной концентрацией растворенного вещества называется отношение:

1) числа молей растворенного вещества к общему числу молей в растворе;

2) массы растворенного вещества к массе раствора;

3) массы растворителя к общей массе раствора;

4) числа молей растворенного вещества к объему раствора.

6.27. Молярная концентрация эквивалентов равна молярности для раствора:

1) CaCl2;

2) ZnSO4;

3) H2SO4;

4) KNO3.

6.28. Массовая доля соли в растворе, полученном при смешении 150 г раствора с массовой долей соли 2 % и 350 г раствора с массовой долей 4 %, составляет (%):

1) 3,0;

2) 3,4;

3) 1,7;

4) 6,8.

6.29. В растворе нитрата калия объемом 0,5 дм3 и концентрацией 0,1 моль/дм3 содержится … г растворенного вещества.

1) 5,05;

2) 50,5;

3) 10,1;

4) 101.

Тема 7. Окислительно-восстановительные реакции 7.1. Коэффициент перед формулой восстановителя в уравнении окислительно-восстановительной реакции KI + KIO3 + H2SO4 I2 + K2SO4 + H2O равен:

1) 6;

2) 3;

3) 1;

4) 5.

7.2. Сумма коэффициентов в уравнении окислительно восстановительной реакции KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O равна:

1) 10;

2) 11;

3) 22;

4) 21.

7.3. Формула вещества, которое способно проявлять только восстановительные свойства, имеет вид:

1) NaI;

2) NaIO3;

3) I2;

4) NaIO4.

7.4. Схема, которая соответствует процессу окисления, имеет вид:

1) S4+S0;

2) P0P5+;

3) N5+N3-;

4) Cl202Cl-.

7.5. Коэффициент перед формулой окислителя в уравнении окислительно-восстановительной реакции NaClO3 + HCl NaCl + Cl2 + H2O равен:

1) 2;

3) 6;

2) 3;

4) 1.

7.6. Только восстановительные свойства азот может проявлять в соединениях:

1) KNO3;

2) NH4Cl;

3) N2H4;

4) KNO2.

7.7. Сумма коэффициентов в уравнении окислительно восстановительной реакции I2 + HNO3 HIO3 + NO2 + … равна:

1) 20;

2) 22;

3) 26;

4) 27.

7.8. Коэффициент перед молекулой восстановителя в уравнении реакции H2S + Na2SO3 S + NaOH + … равен:

1) 1;

2) 3;

3) 2;

4) 4.

7.9. Окислительными свойствами обладает соединение серы:

1) H2S;

2) SO3;

3) Na2SO3;

4) Na2S2O3.

7.10. Степень окисления серы в ионе (S2O3)2- равна:

1) +4;

2) +6;

3) +2;

4) +3.

7.11. Общая сумма коэффициентов в уравнении реакции NaCrO2 + Br2 + NaOH Na2CrO4 + NaBr + … равна:

1) 12;

2) 24;

3) 25;

4) 30.

7.12. Коэффициент перед формулой окислителя в уравнении реакции MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O … равен:

1) 4;

2) 1;

3) 8;

4) 2.

7.13. Коэффициент перед молекулой восстановителя в уравнении реакции KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4 MnSO4 + Na2SO4 + K2SO4 + H2O равен:

1) 5;

2) 3;

3) 1;

4) 2.

7.14. Общая сумма коэффициентов в уравнении реакции Mn(NO3)2 + PbO2 + HNO3 HMnO4 + Pb(NO3)2 + … равна:

1) 18;

2) 22;

3) 20;

4) 16.

7.15. Краткое ионное уравнение реакции окисления меди хлоридом железа (III) имеет вид:

1) Cu0 + 2Fe3+ = Cu2++ 2Fe2+;

2) 3Cu0 + 2Fe3+ = 3Cu2+ + 2Fe0;

3) Cu0 + Fe3+ = Cu+ + Fe2+;

4) 3Cu0 + Fe3+ = 3Cu+ + Fe0.

7.16. При окислительно-восстановительной реакции в нейтральной среде перманганат калия (KMnO4) восстанавливается с образованием:

1) MnO2;

2) Mn;

3) K2MnO4;

4) Mn2+.

7.17. Только окислительную способность проявляет … кислота.

1) сероводородная;

2) сернистая;

3) тиосерная;

4) серная.

7.18. Сумма коэффициентов в уравнении, соответствующем схеме NH3 + O2 NO + H2О, равна:

1) 20;

2) 18;

3) 21;

4) 19.

7.19. В реакции KI + KMnO4 + H2SO4 I2 + MnSO4+ К2SO4 + H2O перманганат- ионы:

1) окисляются;

2) восстанавливаются;

3) не изменяют степени окисления;

4) окисляются и восстанавливаются одновременно.

7.20. LiH + Н2О … + … пропущенными в схеме химической реакции являются:

1) LiOH;

2) Н2;

3) О2;

4) Li2O.

7.21. При повышении степени окисления элемента происходит его:

1) восстановление;

2) окисление;

3) окисление-восстановление;

4) диспропорционирование.

7.22. Продуктом восстановления перманганата калия сульфитом натрия в сернокислой среде является вещество, формула которого:

1) K2MnO4;

2) MnO2;

3) Mn2O3;

4) MnSO4.

7.23. Число электронов, которое отдает 1 моль восстановителя в окислительно-восстановительной реакции I2 + Cl2 + H2O = HIO3 + HCl, равно:

1) 2;

3) 1;

2) 10;

4) 5.

7.24. В реакции 3Са + 2Р = Са3Р2 атомы фосфора выступают в качестве:

1) восстановителей;

2) окислителей;

3) окислителей и восстановителей одновременно;

4) доноров неподеленной электронной пары.

7.25. В окислительно-восстановительной реакции 6NaOH + 3Cl2 = 5NaCl + NaClO3 + 3H2O молекулярный хлор:

1) подвергается только окислению;

2) подвергается только восстановлению;

3) не изменяет окислительно-восстановительного состояния;

4) окисляется и восстанавливается одновременно.

7.26. Согласно значениям стандартных электродных потенциалов 0(Fe3+/Fe2+) = 0,77 B, 0(Cl2/2Cl-) = 1,36 B, 0(Br2/2Br-) = 1,06 B, 0(I2/2I-) = 0,54 B;

сульфат железа (III) в стандартном растворе окисляет:

1) все галогенид-ионы;

2) бромид- и йодид-ионы;

3) только хлорид-ионы;

4) только йодид-ионы.

7.27. Число электронов, которое отдает 1 моль восстановителя в окислительно-восстановительной реакции KOH + S K2SO3 + K2S + H2O, равно:

1) 8;

3) 6;

2) 4;

4) 2.

7.28. Пероксид водорода Н2О2 может проявлять в окислительно восстановительной реакции свойства:

1) только окислителя;

2) ни окислителя, ни восстановителя;

3) только восстановителя;

4) и окислителя, и восстановителя.

7.29. Сероводород H2S обычно проявляет в окислительно восстановительной реакции свойства:

1) только окислителя;

2) восстановителя;

3) ни окислителя, ни восстановителя;

4) и окислителя, и восстановителя.

7.30. В реакции 2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O ионы натрия:

1) не изменяют степень окисления;

2) окисляются;

3) окисляются и восстанавливаются одновременно;

4) восстанавливаются.

7.31. Перманганат–ион MnO4- в кислой среде восстанавливается до:

1) MnO2;

2) Mn2+;

3) MnO42-;

4) Mn.

МОДУЛЬ АНАЛИТИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Тема 8. Качественный анализ 8.1. Формула реагента, действием которого можно обнаружить присутствие в растворе ионов железа (III), имеет вид:

1) Na3[Co(NO2)6];

2) NH4CNS;

3) K3[Fe(CN)6];

4) (NH4)2C2O4.

8.2. Образование ярко-синей окраски при действии водного раствора аммиака свидетельствует о присутствии в растворе ионов:

1) Zn2+;

2) Cu2+;

3) Fe3+;

4) Al3+.

8.3. Реактив Несслера (KOH + K2[HgI4] или K2[HgI4(H2O)2]) c ионами NH4+ образует соединение, представляющее собой осадок … цвета.

1) оранжевого;

2) малинового;

3) белого;

4) золотистого.

8.4. Концентрированный раствор аммиака можно использовать для разделения следующих катионов:

1) Cu2+ от Ni2+;

2) Fe2+от Mn2+;

3) Cu2+от Mn2+;

4) Ni2+от Fe2+.

8.5. По кислотно-основной классификации катионов групповым реагентом для ионов Ca2+;

Sr2+;

Ba2+ является:

1) HCl;

2) K2CrO4;

3) H2SO4;

4) (NH4)2 C2O4.

8.6. Присутствие иона Cu2+ в смеси с ионами Fe2+, Fe3+, Zn2+ можно доказать, используя в качестве реактива:

1) раствор Н2S;

2) раствор аммиака;

3) раствор К4[Fe(CN)6];

4) раствор К3[Fe(CN)6].

8.7. При взаимодействии ионов Fe3+ c гексацианоферратом (II) калия наблюдается образование:

1) бурого осадка;

2) белого осадка;

3) темно-синего осадка;

4) кроваво-красного раствора.

8.8. В растворе одновременно могут находиться ионы:

1) Na+, Ba2+, Cl-, SO42-;

2) Zn2+, Cu2+, OH-, NO3-;

3) Fe3+, Ca2+, S2-, Cl-;

4) K+, NO32-, Ba2+, H+.

8.9. AgNO3 является групповым реагентом для анионов:

1) Cl-, Br-;

2) I-, S2-;

3) NO2-, F-;

4) SO42-, CO32-.

8.10. Жесткость воды обусловлена наличием солей:

1) калия и натрия;

2) кальция и магния;

3) железа и марганца;

4) цинка и никеля.

8.11. Пероксид водорода H2O2 применяется при проведении качественной реакции на ион:

1) Fe3+;

2) Ni2+;

3) Cr3+;

4) Cu2+.

8.12. Одновременно могут находиться в растворе все ионы:

1) К+,Ва2+, SO42-, NO3-;

2) Li+, Ca2+, Cl-, NO3-;

3) Zn2+, Ba2+, OH-, S2-;

4) Na+, Ca2+, CO32-, OH-.

8.13. Карбонат–ион СО32- обнаруживают в растворе:

1) сильным основанием;

2) сильной кислотой;

3) средней солью;

4) органическим индикатором.

8.14. Присутствие иона Са2+ в смеси с ионами Сu2+, Ni2+, Cr3+ можно доказать, используя в качестве реактива:

1) раствор (NH4)2C2O4;

2) раствор NH4NO3;

3) раствор (NH4)2SO4;

4) раствор NH4Cl.

8.15. При действии аммиачной воды на гидроксид меди Cu(OH) происходит образование соединения:

1) бурого цвета;

2) черного цвета;

3) синего цвета;

4) красного цвета.

8.16. Более устойчив комплексный ион серебра, константа нестойкости которого равна:

1) [Ag(CN)2]-, Кн = 1,0 · 10-21;

2) [Ag(NH3)2]-, Кн = 5,89 · 10-8;

3) [Ag(S2O3)2]3-, Kн = 1,00 · 10-18;

4) [Ag(NO2)2]-, Кн= 1,3 · 10-3.

8.17. Более устойчив комплексный ион меди с константой нестойкости:

1) [Cu(NH3)4]2+, Кн = 9,33· 10-13;

2) [Cu(CN)2]-, Кн = 1,00 · 10-24;

3) [Cu(NH3)2]+, Кн = 1,38 · 10 -11;

4) [Cu(CN)4]3-, Kн = 5,13· 10-31.

8.18. Для доказательства присутствия карбонат-иона в анализируемом образце используется раствор:

1) сильного основания;

2) органического индикатора;

3) сероводорода;

4) сильной кислоты.

8.19. Перевод анализируемого вещества в раствор называют … анализом.

1) сухим;

2) гигроскопичным;

3) влажным;

4) мокрым.

8.20. При действии избытка хлорида бария на раствор, содержащий ионы NO3-, CO32-, Br-, SO42-, в осадок выделяются вещества:

1) BaCO3 и BaBr2;

2) BaSO4, BaCO3 и BaBr2;

3) BaCO3 и BaSO4;

4) BaCO3, BaSO4 и Ba(NO3)2.

8.21. Формула нерастворимого гидроксида, при взаимодействии которого с избытком гидрата аммиака (NH3·H2O) образуется раствор ярко-синего цвета, имеет вид:

1) Cu(OH)2;

2) Ca(OH)2;

3) Zn(OH)2;

4) Mg(OH)2.

8.22. При действии сероводорода на раствор, содержащий ионы Cu2+, наблюдается образование:

1) белого осадка;

2) красного раствора;

3) черного осадка;

4) синего раствора.

8.23. При взаимодействии ионов Fe3+ с роданидом калия наблюдается образование:

1) бурого осадка;

2) темно-синего осадка;

3) кроваво-красного раствора;

4) темно-синего раствора.

8.24. Медная пластинка чернеет под действием раствора, содержащего:

1) Zn(NO3)2;

2) HCl;

3) NaNO3;

4) Hg(NO3)2.

8.25. Для качественного определения ионов Fe3+ применяют растворы… (возможно несколько вариантов ответа):

1) K3[Fe(CN)6];

2) диметилглиоксима;

3) К4[Fe(CN)6];

4) КCNS.

8.26. Индикационным параметром для установления качественного состава веществ спектральным методом является:

1) оптическая плотность;

2) сила тока;

3) интенсивность линии;

4) длина волны.

8.27. Черный осадок с сульфид-ионом (S2-) образует ион:

1) Ba2+;

2) Zn2+;

3) Pb2+;

4) Na+.

Тема 9. Количественный анализ 9.1. Формула вещества, 0,01 М раствор которого характеризуется наибольшим значением рН, имеет вид:

1) K2CO3;

2) KHCO3;

3) Cu(OH)2;

4) KOH.

9.2. Объем раствора гидроксида натрия с молярной концентрацией эквивалентов 0,1 моль/дм3, необходимый для нейтрализации 15 см3 раствора серной кислоты с молярной концентрацией эквивалентов 0,2 моль/дм3, равен (см3):

1) 45;

2) 15;

3) 20;

4) 30.

9.3. При добавлении избытка разбавленного раствора серной кислоты к 20 см3 0,1 М раствора BaCl2 образуется осадок массой (г):

1) 0,208;

3) 0,466;

2) 0,233;

4) 0,416.

9.4. Объем 0,1 М раствора HCl, необходимый для нейтрализации раствора гидроксида натрия, содержащего 0,08 г NaOH, равен (см3):

1) 20;

2) 10;

3) 40;

4) 30.

9.5. Для приготовления 3 дм3 0,2 н раствора карбоната натрия необходимо взять … г безводной соли Na2СО3.

1) 35;

2) 31,8;

3) 42;

4) 53,6.

9.6. Для приготовления 0,1 дм3 раствора нитрата серебра, 1 см которого соответствовал бы 0,015 моль Cl-, необходимо взять … г AgNO3.

1) 250;

2) 290;

3) 287,6;

4) 255.

9.7. При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием применяют индикатор:

1) эрихром черный;

2) фенолфталеин;

3) хромоген;

4) метиленовый красный.

9.8. Для нейтрализации раствора, содержащего 4,9 г H2SO4, потребуется 2 н раствора NaOH в количестве (см3):

1) 50;

2) 100;

3) 25;

4) 75.

9.9. Объем раствора КОН с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/дм3, необходимый для нейтрализации 20 см3 раствора азотной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,15 моль/дм3, равен (см3):

1) 20;

3) 45;

2) 15;

4) 30.

9.10. Объем 0,5 н раствора H2SO4, необходимый для нейтрализации 20 см3 0,1 н раствора NaOH, равен (см3):

1) 10;

2) 5;

3) 4;

4) 6.

9.11. В кислой среде перманганат калия восстанавливается до:

1) K2MnO4;

2) MnO2;

3) MnSO4;

4) Mn(OH)2.

9.12. В методе нейтрализации в качестве рабочих растворов применяют (возможно несколько вариантов ответа):

1) кислоты;

2) основания;

3) соли кислые;

4) соли средние.

9.13. Методом нейтрализации не определяют:

1) слабые кислоты;

2) сильные кислоты;

3) сильные основания;

4) средние соли.

9.14. В основе титрования лежит закон:

1) скорости;

2) действия масс;

3) эквивалентов;

4) первый закон термодинамики.

9.15. Объем 0,1 н раствора NaOH, необходимый для нейтрализации 20 см3 0,15 н раствора хлороводородной кислоты, равен (см3):

1) 15;

3) 45;

2) 30;

4) 20.

9.16. Для установления титра раствора перманганата калия применяется стандартный раствор:

1) щавелевой кислоты;

2) йода;

3) сульфата железа (II);

4) серной кислоты.

9.17. Титрование по реакции Na2B4O7 + 2HCl + H2O = 2NaCl + 4H3BO3 относится к методу...

титрования.

1) осадительного;

2) окислительно-восстановительного;

3) комплексонометрического;

4) кислотно-основного.

9.18. При определении жесткости воды анализируемую пробу титруют раствором:

1) трилона Б;

2) гидроксида натрия;

3) тиосульфата натрия;

4) серной кислоты.

9.19. Расчет концентрации анализируемого раствора при титровании проводится по формуле:

m Сн 1) ;

mэ V 2) С1 V1 С2 V2 ;

m 3) Сm ;

M V Т 4) Сн.

М э V 9.20. Методы анализа, основанные на измерении объема раствора реагента с точно известной концентрацией, затраченного на взаимодействие с определенным объемом раствора определяемого вещества, называются:

1) титриметрическими;

2) абсорбционными;

3) хроматографическими;

4) гравиметрическими.

9.21. При гравиметрическом определении свинца в сплаве получено 1,4642 г PbSO4. Масса свинца в сплаве составляет (г):

1) 2,144;

2) 0,466;

3) 1,464;

4) 1,000.

9.22. В основе методов кислотно-основного титрования лежит процесс образования:

1) гидратов;

2) слабого электролита;

3) малорастворимого соединения;

4) комплексных соединений.

9.23. Для нейтрализации 100 см3 раствора гидроксида натрия c молярной концентрацией 0,2 моль/дм3 потребуется … см3 раствора серной кислоты c молярной концентрацией 0,1 моль/дм3.

1) 100;

2) 25;

3) 200;

4) 50.

9.24. Масса осадка, образующаяся при сливании 250 см3 раствора карбоната натрия c молярной концентрацией 0,1 моль/дм3 и 200 см3 раствора хлорида кальция c молярной концентрацией 0,15 моль/дм3, равна (г):

1) 1,5;

2) 3,0;

3) 2,5;

4) 4,5.

9.25. Объем аммиака (н.у.), который содержится в 2,5 дм3 0,2 М раствора NН3, составляет (дм3):

1) 8,98;

2) 22,4;

3) 11,2;

4) 4,48.

9.26. При титровании раствора, содержащего 0,1 г вещества, израсходовано 21,5 см3 0,1 М раствора НCl. Массовая доля гидроксида натрия в образце равна (%):

1) 76;

3) 86;

2) 100;

4) 96.

9.27. Объем раствора серной кислоты с молярной концентрацией эквивалентов 0,15 моль/дм3, необходимый для осаждения ионов бария из 60 см3 раствора хлорида бария с молярной концентрацией эквивалентов 0,2 моль/дм3, равен (см3):

1) 90;

3) 180;

2) 40;

4) 80.

9.28. Для нейтрализации 150 см3 раствора гидроксида калия с молярной концентрацией 0,2 моль/дм3 требуется раствор, содержащий … г уксусной кислоты.

1) 6,0;

2) 1,8;

3) 3,6;

4) 5,0.

9.29. Количество азотной кислоты, содержащееся в растворе, на нейтрализацию которого израсходовано 100 см3 раствора NaOH с молярной концентрацией 0,2 моль/дм3, составляет (моль):

1) 0,02;

2) 0,1;

3) 0,01;

4) 0,2.

9.30. Объем 0,1 н. раствора КOH, необходимый для нейтрализации 20 см3 0,15 н. раствора азотной кислоты, равен (см3):

1) 15;

2) 45;

3) 30;

4) 20.

9.31. Формула вещества, 0,1 М раствор которого характеризуется наибольшим значением рН, имеет вид:

1) HCl;

2) NaHCO3;

3) CH3COOH;

4) NaOH.

Тема 10. Физико-химические методы анализа 10.1 Методы, основанные на разделении и концентрировании анализируемых компонентов на поверхности сорбента, называются:

1) хроматографическими;

2) потенциометрическими;

3) полярографическими;

4) рефрактометрическими.

10.2. Для определения значения рН в аналитических лабораториях наиболее часто используют метод:

1) кондуктометрии;

2) полярографии;

3) потенциометрии;

4) кулонометрии.

10.3. Кондуктометрические методы анализа основаны на пропорциональной зависимости между концентрацией определяемого вещества и … его раствора или расплава.

1) интенсивностью излучения;

2) электропроводностью;

3) электродным потенциалом;

4) светопоглощением.

10.4. При определении содержания вещества методом фотоколориметрии используется … область спектра.

1) инфракрасная;

2) ультрафиолетовая;

3) видимая;

4) радиочастотная.

10.5. Метод потенциометрии основан на зависимости … от концентрации определяемых ионов.

1) электропроводности;

2) электродного потенциала;

3) количества электричества;

4) интенсивности излучения.

10.6. В методе кондуктометрии измеряется … анализируемых растворов.

1) температура;

2) концентрация;

3) электродный потенциал;

4) электропроводность.

10.7. Электрохимическая ячейка применяется в … методе анализа.

1) хроматографическом;

2) рентгеноструктурном;

3) полярографическом;

4) спектральном.

10.8. Выбор светофильтра осуществляется на основании снятия:

1) калибровочного графика;

2) градуированного графика;

3) спектральной характеристики;

4) спектров испускания.

10.9. Методы анализа, основанные на совокупности методов разделения и распределения вещества между подвижной и неподвижной фазами, называются:

1) полярографическими;

2) хроматографическими;

3) адсорбционными;

4) распределительными.

10.10. Индикационным параметром для установления качественного состава веществ спектральными методами является:

1) интенсивность линии;

2) сила тока;

3) оптическая плотность;

4) длина волны.

10.11. Методы анализа, основанные на способности веществ поглощать свет определенной длины волны, называются:

1) потенциометрическими;

2) спектрофотометрическими;

3) фотоэмиссионными;

4) радиометрическими.

10.12. В основе потенциометрического метода анализа лежит уравнение:

1) Нернста;

2) Ламберта–Бугера–Бера;

3) Фарадея;

4) Гиббса.

10.13. Метод плазменной фотометрии находит преимущественное применение при анализе … металлов.

1) переходных;

2) щелочных и щелочно-земельных;

3) тугоплавких;

4) благородных.

10.14. В основе фотометрического метода анализа лежит уравнение:

1) Нернста;

2) Ламберта–Бугера–Бера;

3) Фарадея;

4) Гиббса.

10.15. К электрохимическим методам анализа не относится … метод.

1) амперометрический;

2) кондуктометрический;

3) вольтамперометрический;

4) хроматографический.

10.16. Метод анализа, основанный на выделении веществ на электродах при прохождении через растворы электролитов постоянного электрического тока, называется:

1) электролизом;

2) электрофорезом;

3) электродиализом;

4) электрогравиметрией.

10.17. Электрохимическая ячейка не применяется в … методах анализа (возможно несколько вариантов ответа).

1) спектральном;

2) фотометрическом;

3) потенциометрическом;

4) кондуктометрическом.

10.18. Аналитическим сигналом в потенциометрическом методе анализа является:

1) сила тока;

2) оптическая плотность;

3) сопротивление раствора;

4) электродвижущая сила.

10.19. В методе кулонометрии измеряется …, прошедшего(шая) через раствор.

1) сила тока;

2) количество электричества;

3) количество электронов;

4) напряжение тока.

10.20. Прямое фотометрирование возможно лишь для веществ, способных образовывать соединения:

1) светопоглощающие;

2) светоотражающие;

3) светопреломляющие;

4) светорассеивающие.

10.21. Распределительная жидкостная хроматография основана на использовании различия в:

1) сорбируемости компонентов смеси между жидкими фазами;

2) сорбируемости газов и паров на адсорбенте;

3) растворимости веществ;

4) устойчивости образуемых компонентов.

10.22. Рефрактометрический метод анализа основан на измерении коэффициента … света.

1) преломления;

2) отражения;

3) пропускания;

4) рассеяния.

10.23. В методе спектрофотометрии измеряемая величина, значение которой линейно зависит от концентрации анализируемого вещества, называется:

1) длиной волны;

2) оптической плотностью;

3) частотой излучения;

4) интенсивностью падающего света.

10.24. Линейная зависимость электропроводности раствора от концентрации электролита является основой метода количественного анализа, который называется:

1) кондуктометрией;

2) кулонометрией;

3) потенциометрией;

4) вольтамперометрией.

10.25. Объектами спектрофотометрического анализа являются:

1) эмульсии;

2) аэрозоли;

3) растворы;

4) суспензии.

10.26. Методы анализа, основанные на измерении объема раствора реагента с точно известной концентрацией, затраченного на взаимодействии с определенным объемом раствора определяемого вещества, называется:

1) хроматографическими;

2) титриметрическими;

3) адсорбционными;

4) гравиметрическими.

10.27. Перевод анализируемого вещества в раствор называют … анализом.

1) сухим;

2) влажным;

3) мокрым;

4) гигроскопичным.

10.28. В основе методов кислотно-основного титрования лежит процесс образования:

1) слабого электролита;

2) комплексных соединений;

3) малорастворимых соединений;

4) гидратов.

10.29. Отношение суммарной концентрации всех форм веществ в органическом растворителе к суммарной концентрации всех форм веществ в воде является:

1) коэффициентом распределения;

2) коэффициентом Генри;

3) коэффициентом Рауля;

4) коэффициентом пропорциональности.

10.30. Метод кулонометрии основан на использовании закона:

1) Эйнштейна;

2) Фарадея;

3) Клайперона–Клаузиуса;

4) Ламберта–Бугера–Бера.

10.31. Хроматографические методы анализа основаны на различной … способности определяемых веществ.

1) окислительно-восстановительной;

2) фотохимической;

3) электрохимической;

4) сорбционной.

10.32. В основе титриметрического анализа лежит закон:

1) постоянства состава;

2) эквивалентов;

3) Авогадро;

4) действующих масс.

10.33. Спектральный метод анализа:

1) потенциометрический;

2) фотометрический;

3) хроматографический;

4) полярографический.

10.34. Величина, показывающая отношение суммарной концентрации всех форм вещества в органической фазе к суммарной концентрации всех форм вещества в водной фазе, называется коэффициентом:

1) выделения;

2) удаления;

3) распределения;

4) отделения.

МОДУЛЬ ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ Тема 11. Основы химической термодинамики 11.1. Энтальпия образования NaNO3 соответствует тепловому эффекту реакции:

1) Na + NO2 + 1/2O2 = NaNO3;

2) Na2O + N2O5 = 2NaNO3;

3) Na + NO + O2 = NaNO3;

4) Na + 1/2N2 + 3/2O2 = NaNO3.

11.2. Согласно термохимическому уравнению СаСО3(т) = СаО(т) + СО2(г);

H = 177,5 кДж, для получения 560 г оксида кальция требуется затратить теплоты (кДж):

1) 1775;

2) 887,5;

3) 3550;

4) 2662,5.

11.3. Согласно второму началу термодинамики, в изолированных системах самопроизвольно могут протекать процессы, для которых справедливо выражение:

1) S 0;

2) G 0;

3) S 0;

4) H 0.

11.4. Энтальпия образования Na2SO4 соответствует тепловому эффекту реакции:

1) 2Na + S + 2O2 = Na2SO4;

2) Na2O + S + 3/2O2 = Na2SO4;

3) Na2O + SO3 = Na2SO4;

4) 2Na + SO2 + O2 = Na2SO4.

11.5. Процесс, протекающий при постоянном значении давления в системе, называется:

1) адиабатическим;

2) изохорическим;

3) изотермическим;

4) изобарическим.

11.6. Система, для которой термодинамические параметры во всех точках сохраняют свое постоянное значение, находятся в … состоянии.

1) нормальном;

2) равновесном;

3) возбужденном;

4) стандартном.

11.7. Реакция CaCO3(т)= CaO(т) + CO2, для которой H = 178 кДж, S° = 160 Дж/моль·К, при стандартных условиях:

1) находится в колебательном режиме;

2) протекает в обратном направлении;

3) протекает в прямом направлении;

4) находится в равновесии.

11.8. Уравнение реакции, происходящей с увеличением энтропии реакции, имеет вид:

1) 2Н2S(г) + 3О2 = 2SO2(г)+ 2H2O(г);

2) N2 + O2 = 2NO;

3) CaO(т) + CO2 = CaCO3(т);

4) NH4NO2(т) = N2 + 2H2O(г).

11.9. Изменение свободной энергии Гиббса служит критерием направленности процесса в … условиях.

1) изохорно-изотермических;

2) изобарно-изотермических;

3) изотермических;

4) изобарных.

11.10. Если Н сгорания Sмонокл и Sромб равны –297,21 и –296,83 кДж/моль, то Н превращения 1 моль моноклинной серы в ромбическую составляет (кДж):

1) –594,04;

2) +0,38;

3) –0,38;

4) +594,04.

11.11. Термодинамическое уравнение синтеза аммиака имеет вид N2 + 3H2 = 2NH3, H° = –92 кДж. При получении 6,72 дм3 NH тепловой эффект реакции составит (кДж):

1) –27,6;

2) –13,8;

3) 13,8;

4) 27,6.

11.12. Количественное соотношение между U, Q, и A устанавливает закон термодинамики:

1) нулевой;

2) первый;

3) второй;

4) третий.

11.13. Уравнение Гиббса–Гельмгольца позволяет определить изменение … в изобарно-изотермических условиях.

1) энтальпии;

2) энтропии;

3) свободной энергии;

4) теплоты образования.

11.14. Изменение энтропии в результате процесса может служить критерием направленности его в … системе.

1) открытой;

2) закрытой ;

3) изолированной;

4) равновесной.

11.15. В реакции С2H2(г) + H2(г) = С2Н4(г) энтропия:

1) возрастает;

2) убывает;

3) остается неизменной;

4) равна нулю.

11.16. В изобарно-изотермических условиях в системе самопроизвольно могут осуществляться только такие процессы, в результате которых энергия Гиббса системы… 1) возрастает;

2) остается без изменения;

3) убывает;

4) сначала убывает, потом возрастает.

11.17. При приближении температуры к абсолютному нулю энтропии веществ стремятся к нулю, т.к.:

1) усиливается дальний порядок в кристаллах;

2) число микросостояний кристаллов близко к 1;

3) число микросостояний больше 1;

4) ослабляется дальний порядок в кристаллах.

11.18. Константа равновесия при 298 К и G° = 0 имеет значение:

1) 10-1;

2) 100;

3) 101;

4) 100,5.

11.19. Чтобы увеличить выход хлора в реакции 4HCl + O2 2Н2О + 2Сl2, Н° = –113,3 кДж/моль, необходимо:

1) повысить температуру;

2) поддерживать постоянной температуру;

3) понизить температуру;

4) понизить давление и температуру.

11.20. Если энтальпия образования H2O(пар) равна –241,84 кДж/моль, то количество теплоты, выделяемое при сгорании 224 дм3 (н.у.) водорода, равно (кДж):

1) 120,92;

2) 1209,2;

3) 2418,4;

4) 2420.

11.21. Количество теплоты (кДж), выделяемое в организме при окислении 45 г глюкозы С6Н12О6 (Н° = –1273кДж/моль) до углекислого газа СО2 (Н°= –393 кДж/моль) и воды Н2О (Н°= –286 кДж/моль), равно:

1) 466,8;

2) 1400,5;

3) 700,25;

4) 2801.

11.22. Если энтальпия образования SO2 равна Н° = –297 кДж/моль, то количество теплоты, выделяемое при сгорании 16 г серы, равно (кДж):

1) 148,5;

2) 297;

3) 74,25;

4) 594.

11.23. Термодинамической функцией, которая характеризует степень упорядоченности состояния системы, является:

1) энтальпия;

2) внутренняя энергия;

3) энтропия;

4) теплоемкость.

11.24. Если для реакции NH4NO3(т) = N2O(г) + 2H2O(г);

Н = –124,2 кДж;

G = –186,7 кДж, то она является:

1) экзотермической и при стандартных условиях протекает в обратном направлении;

2) эндотермической и при стандартных условиях протекает в обратном направлении;

3) экзотермической и при стандартных условиях протекает в прямом направлении;

4) эндотермической и при стандартных условиях протекает в прямом направлении.

11.25. Для расчета изменения энтальпии реакции СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2 Н2О(г) при стандартных условиях необходимо использовать формулу:

1) Н = Н(СН4) – (Н(СО2) + 2Н(Н2О(г));

2) Н = Н(СО2) + 2Н(Н2О(г)) + Н(СН4);

3) Н = Н(СО2) – Н(СН4);

4) Н = Н(СО2) + 2Н(Н2О(г)) – Н(СН4).

11.26. Количественное соотношение между изменением внутренней энергии, теплотой и работой устанавливает … закон термодинамики.

1) нулевой;

2) второй;

3) третий;

4) первый.

11.27. Термодинамическое уравнение синтеза аммиака имеет вид N2 + 3H2 = 2NH3, H° = –93,2 кДж. При получении 22,4 дм аммиака выделяется тепла (кДж):

1) 69,9;

2) 46,6;

3) 139,8;

4) 93,2.

11.28. Согласно третьему началу термодинамики (постулату Планка):

1) энтропия идеального кристалла при 0 К равна нулю;

2) энтропия повышается при превращении жидкости в газ;

3) энтропия повышается при плавлении кристаллов;

4) энтропия возрастает при увеличении массы вещества.

11.29. Для получения 17 г сероводорода по реакции H2(г) + S(т) = H2S(г), H° = –21 кДж, требуется затратить теплоты (кДж):

1) 32,5;

2) 42;

3) 21;

4) 11,5.

11.30. В соответствии с термохимическим уравнением FeO(т) + H2(г) = Fe(т) + H2O(г), H° = 23 кДж, для получения 560 г железа необходимо затратить тепла (кДж):

1) 560;

3) 23;

2) 115;

4) 230.

Тема 12. Химическая кинетика и катализ 12.1. Выбрать факторы, не влияющие на константу скорости реакции (возможно несколько вариантов ответа):

1) температура;

2) природа реагентов;

3) концентрация;

4) площадь соприкосновения реагентов.

12.2. Константа скорости по своему физическому смыслу:

1) удельная скорость реакции;

2) концентрация вещества при постоянной температуре;

3) скорость реакции при любых концентрациях реагентов;

4) концентрация вещества при постоянном давлении.

12.3. Энергия активации реакции 1 (Е1) больше энергии активации реакции 2 (Е2). Скорость реакции 1... скорости реакции 2.

1) больше;

2) меньше;

3) равны;

4) не соизмеримы.

12.4. Если температурный коэффициент химической реакции равен 2, то при повышении температуры от 20 до 50 °С скорость реакции:

1) увеличивается в 6 раз;

2) уменьшается в 4 раза;

3) уменьшается в 2 раза;

4) увеличивается в 8 раз.

12.5. При повышении давления в 2 раза скорость химической реакции 2NO + Cl2 = 2NOCl увеличивается в … раз(а).

1) 4;

2) 2;

3) 6;

4) 8.

12.6. Скорость реакции между растворами КСl и AgNO3, концентрации которых составляют 0,2 и 0,3 моль/дм соответственно, а k = 1,5·10-3 равна:

1) 9·10-5;

2) 6·10-2;

3) 9·10-3;

4) 9·10-1.

12.7. При увеличении давления в системе в 3 раза скорость химической реакции 2NO(г) + О2(г) 2NO2(г):

1) уменьшится в 27 раз;

2) увеличится в 27 раз;

3) увеличится в 9 раз;

4) не изменится.

12.8. Если образец карбоната магния растворяется в серной кислоте при 25 °С за 16 с, а при 55 °С за 2 с, то температурный коэффициент скорости реакции равен:

1) 0,5;

2) 8;

3) 2;

4) 2,67.

12.9. Температурный коэффициент скорости реакции равен 3.

Скорость реакции при повышении температуры от 300 до 340 °С увеличивается в …раз.

1) 27;

2) 12;

3) 81;

4) 9.

12.10. Для увеличения скорости реакции в 9 раз (температурный коэффициент равен 3) необходимо повысить температуру на:

1) 20°;

2) 30°;

3) 40°;

4) 50°.

12.11. Для увеличения скорости реакции в 32 раза (температурный коэффициент равен 2) необходимо повысить температуру на:

1) 16°;

2) 50°;

3) 40°;

4) 20°.

12.12. Константа скорости химической реакции возрастает в 105 раз при увеличении температуры от 500 до 1000 К, следовательно, энергия активации данной реакции равна (кДж/моль):

1) 100;

2) 57,5;

3) 80;

4) 95,5.

12.13. Константа скорости химической реакции возрастает в 100 раз при увеличении температуры от 500 до 1000 К, следовательно, энергия активации реакции равна (кДж/ моль):

1) 38,2;

3) 36,2;

2) 39,2;

4) 40,2.

12.14. Основная причина увеличения скорости реакции при гетерогенном катализе заключается в том, что:

1) катализатор направляет реакцию по пути с меньшей энергией активации;

2) катализатор уменьшает скорость реакции;

3) катализатор увеличивает скорость реакции;

4) катализатор увеличивает энергию активации реакции.

12.15. Энергия активации реакции снижается при:

1) введении катализатора в систему;

2) повышении температуры;

3) введении ингибитора в систему;

4) понижении температуры.

12.16. При уменьшении давления в системе в 2 раза скорость элементарной реакции 2SO2 + O2 = 2SO3 :

1) уменьшится в 2 раза;

2) уменьшится в 4 раза;

3) увеличится в 4 раза;

4) уменьшится в 8 раз.

12.17. Природа промежуточного соединения при гетерогенном катализе связана с образованием:

1) промежуточного соединения исходного вещества с катализатором;

2) интерметаллидов;

3) поверхностного соединения за счет хемосорбции.

12.18. Энергия активации гетерогенно-каталитической реакции снижается за счет:

1) активной диффузии реагентов из глубины фазы;

2) адсорбции активированного комплекса на поверхности катализатора;

3) диссоциации продуктов;

4) химического взаимодействия катализатора с поверхностью раздела.

12.19. Значение концентрации исходных веществ, при которых скорость элементарной гомогенной реакции 2А + В = С численно равна константе скорости, составляет (моль/дм3):

1) 2;

2) 1;

3) 0,67;

4) 1,5.

12.20. Уравнение реакции, скорость которой не изменяется с увеличением давления, имеет вид:

1) MgCO3(т) = MgO(т) + CO2(г);

2) 2SO3(г) = 2SO2(г) + O2(г);

3) MgO(т) + CO2(г) = MgCO3(т);

4) 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г).

12.21. Если при увеличении температуры от 50 до 90 С скорость реакции возрастает в 16 раз, то температурный коэффициент скорости равен:

1) 2;

3) 2,5;

2) 3;

4) 4.

12.22. Увеличение скорости реакции под действием катализатора происходит в результате:

1) уменьшения концентрации продуктов;

2) увеличения температуры;

3) уменьшения энергии активации;

4) увеличения концентрации реагентов.

12.23. Количественное влияние температуры на скорость химической реакции выражается уравнением:

1) Ленгмюра;

2) Клапейрона–Менделеева;

3) Нернста;

4) Аррениуса.

12.24. Для того чтобы скорость гомогенной элементарной реакции 2NO + O2 = 2NO2 не изменилась при уменьшении концентрации оксида азота (II) в 2 раза, необходимо концентрацию кислорода:

1) оставить без изменения;

2) увеличить в 2 раза;

3) увеличить в 4 раза;

4) уменьшить в 4 раза.

12.25. Если температурный коэффициент реакции равен 2, то чтобы уменьшить скорость реакции в 8 раз, необходимо понизить температуру на (С):

1) 20;

2) 40;

3) 10;

4) 30.

12.26. Если при увеличении температуры от 20 до 50 С скорость реакции увеличилась в 27 раз, то температурный коэффициент скорости равен:

1) 4;

2) 2,67;

3) 3;

4) 2.

Тема 13. Химическое равновесие 13.1. Константа равновесия Кр равна равновесному давлению одного компонента в системе при данной температуре для реакции:

1) Fe2O3(т) + 3Н2 2Fe(т) + 3 Н2О(пар);

2) MgCO3(т) MgO(т) + CO2;

3) CuO(т) + H2 Cu(т) +Н2О(пар);

4) Mn3O4 (т) 3Mn(т) + 2O2.

13.2. Теплота образования РCl5(т) в стандартных условиях при 298 К равна –463,5 кДж/моль. Как нужно изменить давление и температуру, чтобы увеличить равновесный выход пентахлорида фосфора в реакции его образования PCl3 + Cl2 = PCl5:

1) уменьшить давление и понизить температуру;

2) увеличить давление и понизить температуру;

3) увеличить давление и повысить температуру;

4) уменьшить давление и повысить температуру?

13.3. Кр есть константа равновесия реакции 3/2Н2 + 1/2N2 NH3, Кр – константа равновесия реакции 3Н2 + N2 = 2NH3. При одинаковой температуре:

1) Кр и Кр одинаковы;

2) Кр и Кр различны;

3) Кр больше Кр;

4) Кр меньшеКр.

13.4. Чем меньше константа равновесия, тем … реакции.

1) меньше выход продуктов;

2) больше выход продуктов;

3) более необратима;

4) медленнее протекает в обратном направлении.

13.5. Мерой влияния температуры на константу равновесия является:

1) изменение свободной энергии Гиббса;

2) изменение энтальпии;

3) изменение энтропии;

4) изменение свободной энергии Гельмгольца.

13.6. Факторами, влияющими на константы равновесия Кр и Кс в идеальных системах, являются:

1) давление и концентрация;

2) температура и давление;

3) природа реагирующих веществ и температура;

4) природа реагирующих веществ и давление.

13.7. Равновесие экзотермической реакции С(кокс) + 2N2O(г) СО2(г) + 2N2(г) сместится вправо () при:

1) повышении давления;

2) повышении температуры;

3) дополнительном введении С;

4) понижении концентрации азота N2.

13.8. Равновесие в системе 2СО + О2 2СО2, Н 0 сместится вправо при (возможно несколько вариантов ответа):

1) увеличении температуры;

2) уменьшении давления;

3) уменьшении температуры;

4) повышении давления.

13.9. В состоянии химического равновесия скорость прямой реакции … скорости обратной реакции.

1) меньше;

2) не зависит от;

3) равна;

4) больше.

13.10. Повышение давления приводит к увеличению выхода продуктов реакции (возможно несколько вариантов ответа):

1) Fe3O4(т) + 4СО(г) 3Fe(т) + 4CO2(г);

2) СO(г) + H2O(г) CO2(г) + H2(г);

3) 2NO(г) + O2(г) 2NO2(г);

4) CaO(т) + CO2(г) СаСО3(т).

13.11. Системами, для которых математическое выражение закона действующих масс имеет вид К = [CO], являются (возможно несколько вариантов ответа):

1) СаСО3(т) + 4С(т)СаС(т) + 3СО(г);

2) Fe3O4(т) + C(т) 3FeO(т) + СО(г);

3) Fe3O4(т) + 4C(т)3Fe(г) + 4CO(г);

4) СaO(т) + 3С(т) СаС2(т) + СО(г).

13.12. Для экзотермического процесса синтеза аммиака одновременно понижение температуры и увеличение давления… выход аммиака.

1) увеличивает;

2) не влияет на ;

3) уменьшает;

4) сначала увеличивает, потом уменьшает.

13.13. Реакция обратима, если константа равновесия имеет значение:

1) 10-10;

2) 1064;

3) 1,0;

4) 100,2.

13.14. В какую сторону сместится равновесие в реакции СОСl2 СО + Сl2 при добавлении к равновесной системе инертного газа при постоянном общем давлении:

1) вправо;

2) влево;

3) равновесие не изменится;

4) сначала вправо, затем влево?

13.15. Уравнение константы равновесия для реакции С(т) + СО2(г) 2СО(г) имеет вид:

13.16. Для увеличения выхода метанола в системе СО(г) + 2Н2(г) СН3ОН(г), Н 0 необходимо:

1) повысить температуру;

2) понизить концентрацию оксида углерода (II);

3) повысить концентрацию водорода;

4) понизить давление.

13.17. Если в колонне синтеза оксида серы (VI) при 600 С установилось равновесие 2SO2(г) + O2(г) 2SO3(г), Н 0, то при увеличении температуры давление в системе:

1) уменьшается;

2) не изменяется;

3) становится равным атмосферному;

4) увеличивается.

13.18. Уравнения равновесных процессов, в которых изменение давления не вызывает смещения равновесия, имеют вид (возможно несколько вариантов ответа):

1) CaO(т) + CO2(г) CaCO3(т);

2) 2NO(г) + O2(г) 2NO2(г);

3) Fe3O4(т) + 4CO(г) 3Fe(т) + 4CO2(г);

4) CO(г) + H2O(г) CO2(г) + H2(г).

13.19. Для смещения равновесия в системе H2(г) + S(т) H2S(г), H0 = –21 кДж в сторону образования сероводорода, необходимо:

1) понизить температуру;

2) понизить давление;

3) повысить давление;

4) ввести катализатор.

13.20. Понижение температуры вызывает смещение равновесия в сторону … реакции.

1) изотермической;

2) эндотермической;

3) экзотермической;

4) адиабатической.

13.21. Если прямая реакция равновесной конденсированной системы протекает с выделением теплоты, то для смещения равновесия в сторону продуктов реакции следует:

1) понизить давление;

2) повысить температуру;

3) понизить температуру;

4) повысить давление.

13.22. Для смещения равновесия в системе SO2(г) + Cl2(г) SO2Cl2(г), Н0 0 в сторону продуктов реакции, необходимо:

1) понизить концентрацию SO2;

2) понизить температуру;

3) понизить давление;

4) ввести катализатор.

13.23. Уравнение константы равновесия гетерогенной химической реакции 3S(т) + 2H2O(г) 2H2S(г) + SO2(г) имеет вид:

Тема 14. Общие свойства растворов 14.1. Уменьшение энтропии наблюдается при растворении:

1) твердых веществ в воде;

2) жидких веществ в воде;

3) газов в воде;

4) ВМС в воде.

14.2. При растворении аммиака в воде наблюдается... энтропии.

1) уменьшение;

2) возрастание;

3) выравнивание;



Pages:   || 2 |
 

Похожие работы:





 
2013 www.netess.ru - «Бесплатная библиотека авторефератов кандидатских и докторских диссертаций»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.