Химическая термодинамика. Химическая кинетика и равновесие (раздел физической химии)

I: {{1}}

S: Наука о превращениях различных видов энергии при взаимодействии между объектами, которые ограничиваются тепловым обменом и работой называется

+: термодинамика;

-: кинетика;

-: равновесие:

-: электрохимия.

 

I: {{2}}

S: Разность сумм энтальпий образования продуктов реакции и сумм энтальпий образования исходных веществ с учетом стехиометрических коэффициентов в уравнении химической реакции при р = const называется

+: тепловой эффект;

-: путь процесса;

-: параметр процесса;

-: энтальпия образования.

 

I: {{3}}

S: Теплота не может переходить сама собой от менее нагретого тела к более нагретому – это формулировка закона

-: закон Вант-Гоффа;

-: первый закон термодинамики;

+: второй закон термодинамики;

-: закон Гесса.

 

I: {{4}}

S: Установите соответствие между воздействующим фактором и смещением равновесия

L1: повышение давления

L2: понижение температуры

L3:

L4:

R1: в сторону меньшего объёма

R2: в сторону экзотермической реакции

R3: в сторону исходных веществ

R4: в сторону эндотермической реакции

 

 

I: {{5}}

S: энтальпия образования карбоната магния равна, если при его разложении поглощается 100,9 кДж тепла (ΔH^о(MgO) = –635,1 кДж/моль, ΔH^о(СО₂) = –393,5 кДж/моль)

-: –894,1 кДж/моль;

+: –1095,9 кДж/моль

-: –208,0 кДж/моль;

-: 308,9 кДж/моль.

 

I: {{6}}

S: Установите соответствие между воздействующим фактором и смещением равновесия

L1: понижение температуры

L2: понижение концентрации исходных веществ

L3:

L4:

R1: в сторону экзотермической реакции

R2: в сторону исходных веществ

R3: в сторону меньшего объёма

R4: в сторону эндотермической реакции

 

I: {{7}}

S: Равновесие в системе С₂Н_4(г) + Н₂О_(г) ↔ С₂Н₅ОН_(г), ΔH^о < 0 при увеличении температуры сместится

+: в сторону исходных веществ

-: изменится неоднозначно

-: в сторону продуктов реакции

-: не сместится.

 

I: {{8}}

S: Изменение энергии Гиббса (ΔG^о) реакции

CH_4(г) + 2O_2(г) = CO_2(г) + 2H₂O_(г); ΔH^о= –802,2 кДж

(S^о(CO₂) = 213,66 Дж/моль×K; S^о(H₂O) = 188,72 Дж/моль×K;

S^о(CH₄) = 186,27 Дж/моль×K; S^о(O₂) = 205,04 Дж/моль×K) равно

+: –800,6 кДж;

-: –400,3 кДж;

-: +800,6 кДж;

-: +400,3 кДж.

 

I: {{9}}

S: Скорость прямой реакции Н_2(г) + Сℓ_2(г) ↔ 2HСℓ_(г) при повышении давления в 2 раза возрастет

-: в 2 раза;

-: в 8 раз;

+: в 4 раза;

-: в 12 раз.

 

I: {{10}}

S: Температурный коэффициент скорости реакции, если при повышении температуры на 40^о скорость реакции увеличилась в 16 раз, равен

-: 8;

-: 4;

+: 2;

-: 3.

 

I: {{11}}

S: Выражение константы равновесия реакции CO_2(г) + CaO_(кр) ↔ CaCO_3(кр)

-: К_р = [CO₂] [CaO]/[CaCO₃];

-: К_р = [CO₂]/[CaCO₃];

+: К_р = 1/[CO₂];

-: К_р = [CaO]/[CaCO₃].

 

I: {{12}}

S: Равновесие реакции 2ZnS_(кр) + 3O_2(г) ↔ 2ZnO_(кр) + 2SO_2(кр), ΔH^о < 0 сместится влево при

-: увеличении концентрации кислорода;

-: дополнительном введении ZnO;

+: повышении температуры;

-: повышении давления.

 

I: {{13}}

S: Термическая устойчивость в ряду соединений H₂S → H₂Se → H₂Te

-: не изменяется;

+: убывает;

-: изменяется периодически;

-: возрастает.

 

I: {{14}}

S: Количество теплоты (кДж), выделяющееся при получении 2 моль этанола, если термохимическое уравнение реакции С₂Н_4(г) + Н₂O_(ж) ↔ С₂Н₅OН_(ж), ΔH^о = -44 кДж, равно

-: 44;

-: 22;

+: 88;

-: 66.

 

I: {{15}}

S: Концентрацию SO₂ для увеличения скорости прямой реакции 2SO_2(г) + O_2(г)«2SO_3(г) в 9 раз необходимо

+: увеличить в 3 раза;

-: уменьшить в 3 раза;

-: увеличить в 4,5 раза;

-: уменьшить в 4,5 раза.

 

I: {{16}}

S: Происходящее изменение в системе СО_(г) + Н_2(г) ↔ СН₃OН_(г), ΔH^о < 0 при увеличении давления

-: уменьшится выход продуктов;

+: увеличится выход продуктов;

-: равновесие останется неизменным;

-: равновесие сместится неоднозначно.

 

I: {{17}}

S: Тепловой эффект процесса зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода - это формулировка закона

+: закон Гесса;

-: закон Планка;

-: третий закон термодинамики;

-: первый закон термодинамики.

 

I: {{18}}

S: Термодинамическая функция, которая характеризует меру упорядоченности системы или меру беспорядка, называется

-: энтальпия;

+: энтропия;

-: энергия Гиббса;

-: изобарно-изотермический потенциал.

 

I: {{19}}

S: Порядок реакции, равный сумме показателей степеней концентраций в уравнении, выражающем зависимость скорости реакции от концентраций, называется

+: формальным;

-: кинетическим;

-: первым;

-: вторым.

 

I: {{20}}

S: Тепловой эффект (DH^о) реакции 2Mg_(кр) + CO_2(г) = 2MgO_(кр) + С_{(графит)}

(ΔH^о(CO₂) = –393,5 кДж/моль; ΔH^о(MgO) = –601,8 кДж/моль) равен

-: +810,1 кДж;

-: +405,1 кДж;

+: –810,1 кДж;

-: –405,1 кДж.

 

I: {{21}}

S: Изменение энергии Гиббса (ΔG^о) реакции

CO_2(г) + 2SO_2(г) = CS_2(г) + 3O_2(г); ΔH°= 1104 кДж

(S^о(CO₂) = 213,66 Дж/моль×K; S^о(SO₂) = 248,07 Дж/моль×K;

S^о(CS₂) = 237,77 Дж/моль×K; S^о(O₂) = 205,04 Дж/моль×K) равно

-: –530,5 кДж;

-: –1061 кДж;

-: +530,5 кДж;

+: +1061 кДж.

 

I: {{22}}

S: Равновесие системы при увеличении температуры смещается в сторону реакции

-: адиабатической

-: изотермической;

+: эндотермической;

-: экзотермической.

 

I: {{23}}

S: Температурный коэффициент скорости реакции, если скорость реакции увеличилась в 27 раз при увеличении температуры на 30 град, равен

-: 2;

-: 4;

-: 9;

+: 3.

 

I: {{24}}

S: Скорость прямой реакции 2Н_2(г) + О_2(г) ↔ 2H₂О_(г) при повышении давления в 2 раза возрастет в ___ раза

-: 2;

+: 8;

-: 4;

-: 12.

 

I: {{25}}

S: Скорость реакции возрастет в ### раз, если γ = 2, а температура возросла на 20^о

+: 4;

-: 8;

-: 16;

-: 32.

 

I: {{26}}

S: Выражение константы равновесия реакции 2CO _(г) + O_{2 (г)} ↔ 2CO_2(г)

+: К_р = [CO₂]²/[CO]²[O₂];

-: К_р = [CO₂]/[CO];

-: К_р = 1/[CO₂];

-: К_р = [CO]/[CO₂].

 

I: {{27}}

S: Равновесие реакции CO_2(г) + CaO_(кр) ↔ CaCO_3(кр), ΔH^о < 0 сместится влево при

-: повышении давления;

-: повышении концентрации CO₂;

-: дополнительном введении CaCO₃;

+: повышении температуры.

 

I: {{28}}

S: Температурный коэффициент скорости реакции, если скорость реакции увеличилась в 243 раз при повышении температуры на 50 град, равен

-: 9;

+: 3;

-: 2;

-: 4,5.

 

I: {{29}}

S: Скорость прямой реакции 2SO_2(г) + O_{2 (г)} ↔ 2SO_3(г) увеличится в ### раз при увеличении давления в 2 раза

-: 2;

-: 4;

+: 8;

-: 10.

 

I: {{30}}

S: Для увеличения выхода продуктов реакции

2Pb(NO₃)_2(тв) → 2PbO_(тв) + 4NO_2(г) + О_2(г), ΔH^о > 0 необходимо

+: увеличить температуру;

-: увеличить давление;

-: ввести катализатор;

-: уменьшить температуру.

 

I: {{31}}

S: Увеличение скорости химической реакции при введении катализатора происходит в результате уменьшения

+: энергии активации;

-: скорости движения частиц;

-: теплового эффекта;

-: энергии столкновения.

 

I: {{32}}

S: Для смещения равновесия в системе CaCO_3(кр) ↔ CO_2(г) + CaO_(кр), ΔH^о > 0 в сторону продуктов реакции необходимо

-: ввести катализатор;

-: уменьшить температуру;

+: повысить температуру;

-: увеличить давление.

 

I: {{33}}

S: Всякий объект термодинамического изучения называется

+: системой;

-: продуктом;

-: веществом;

-: частицей.

 

I: {{34}}

S: Сумму поглощаемой теплоты и всей работы, выполняемой средой над данной системой, за вычетом работы внешнего давления, называют

-: энергией активации;

-: внутренней энергией;

+: тепловым эффектом;

-: работой.

 

I: {{35}}

S: Наука о скоростях и механизмах химических реакций, законах, которым подчиняется развитие химической реакции во времени, называется

+: химическая кинетика;

-: химическое равновесие;

-: химия;

-: электрохимия.

 

I: {{36}}

S: Установите соответствие между законом и его формулировкой

L1: закон Гесса

L2: закон Гульдберга и Вааге

L3:

L4:

R1: тепловой эффект процесса зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода;

R2: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов;

R3: повышение температуры реакционной смеси на 10^о приводит к увеличению скорости химической реакции чаще всего в 2–4 раза и реже в 5-7 раз;

R4: сумма поглощаемой теплоты и всей работы, выполняемой средой над данной системой, за вычетом работы внешнего давления.

 

I: {{37}}

S: Установите соответствие между законом и его формулировкой

L1: закон Гульдберга и Вааге

L2: правило Вант-Гоффа

L3:

L4:

R1: при постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов;

R2: повышение температуры реакционной смеси на 10^о приводит к увеличению скорости химической реакции чаще всего в 2–4 раза и реже в 5-7 раз;

R3: тепловой эффект процесса зависит только от вида и состояния исходных веществ и конечных продуктов, но не зависит от пути перехода;

R4: сумма поглощаемой теплоты и всей работы, выполняемой средой над данной системой, за вычетом работы внешней силы

 

I: {{38}}

S: Скорость прямой реакции CO_(г) + Сℓ_2(г) ↔ CОCℓ_2(г) возрастет в ### раз, если давление увеличили в 5 раз

+: 25;

-: 5;

-: 10;

-: 15.

 

I: {{39}}

S: Стандартная энтальпия образования N₂O_(г), если термохимическое уравнение реакции C_{(графит)} + 2N₂O_(г) = CO_2(г) + 2N_2(г); ΔH^о = –557,5 кДж (ΔH^о(CO₂) = –393,5 кДж/моль), равна

-: –164 кДж/моль;

+: +82 кДж/моль;

-: –82 кДж/моль;

-: +164 кДж/моль.

 

I: {{40}}

S: Температура, при которой наступит равновесие в системе

4HCℓ_(г) + O_2(г) ↔ 2H₂O_(г) +2Cℓ_2(г); ΔH^о = –114,42 кДж

(S^о(Сℓ₂) = 222,98 Дж/моль×K; S^о(H₂O) = 188,72 Дж/моль×K;

S^о(HCℓ) = 186,79 Дж/моль×K; S^о(O₂) = 205,04 Дж/моль×K), равна

-: 688,35 K;

-: 700,00 K;

+: 888,35 K;

-: 900,00 K

 

I: {{41}}

S: Скорость реакции CO_(г) + Сℓ_2(г) ↔ CОCℓ_2(г) при повышении концентрации оксида углерода(II) в 2 раза увеличится

+: в 2 раза;

-: в 4 раза;

-: в 6 раз;

-: в 8 раз.

 

I: {{42}}

S: Температурный коэффициент скорости реакции, если при повышении температуры на 30^о скорость реакции увеличилась в 64 раз, равен

-: 8;

-: 4;

-: 2;

+: 4.

I: {{43}}

S: Выражение для константы равновесия реакции 2NO _(г) + O_{2 (г)} ↔ 2NO_2(г)

+: К_р = [NO₂]²/[NO]²[O₂];

-: К_р = [NO₂]/[NO];

-: К_р = 1/[NO₂];

-: К_р = [NO]/[NO₂].

 

I: {{44}}

S: Реакция, для которой повышение давления вызовет смещение равновесия вправо

-: 2NF_3(г) + 3H_2(г) ↔ 6HF_(г) + N_2(г);

-: CH_4(г) + 4S_(т) ↔ CS_2(г) + 2H₂S_(г);

+: 2NO_(г) + Cℓ_2(г) ↔ 2NOCℓ_(г);

-: 2O_3(г) ↔3O_2(г).

 

I: {{45}}

S: Тело или группа тел, или совокупность веществ, находящихся во взаимодействии и обособленных от окружающей их внешней среды, называется ###

+: систем#$#

 

I: {{46}}

S: Изменение энтальпии в процессе образования данного вещества в стандартном состоянии из термодинамически устойчивых форм простых веществ, также находящихся в стандартных состояниях, называется

-: энергией Гиббса;

+: стандартной энтальпией;

-: стандартной энтропией;

-: изобарно-изотермическим потенциалом.

 

I: {{47}}

S: Совокупность стадий, из которых складывается химическая реакция, называется

+: механизм;

-: скорость;

-: путь процесса;

-: порядок.

 

I: {{48}}

S: Установите соответствие между путём процесса и характеризующим его параметром

L1: изобарно-изотермический

L2: изохорно-изотермический

L3:

L4:

R1: давление и температура

R2: объём и температура

R3: отсутствует обмен теплотой между системой и внешней средой

R4: присутствует обмен теплотой

 

I: {{49}}

S: Установите соответствие между путём процесса и характеризующим его параметром

L1: изохорно-изотермический

L2: адиабатный

L3:

L4:

R1: объём и температура

R2: отсутствует обмен теплотой между системой и внешней средой

R3: давление и температура

R4: присутствует обмен теплотой

 

I: {{50}}

S: Установите соответствие между путём процесса и характеризующим его параметром

L1: изобарно-изотермический

L2: адиабатный

L3:

L4:

R1: давление и температура

R2: отсутствует обмен теплотой между системой и внешней средой

R3: объём и температура

R4: присутствует обмен теплотой

 

I: {{51}}

S: Равновесие реакции C₂Н_4(г) + Н₂O_(г) ↔ C₂Н₅OН_(г), ΔH^о < 0 при увеличении давления сместится

-: в сторону исходных веществ;

-: не изменится;

-: неоднозначно;

+: в сторону конечного продукта.

 

I: {{52}}

S: Энтальпия образования жидкой воды, если при взаимодействии 1 моль водорода и 0,5 моль кислорода выделилось 285,83 кДж тепла, равна

+: –285,83 кДж/моль;

-: +142,9 кДж/моль;

-: –142,9 кДж/моль;

-: +285,83 кДж/моль.

 

I: {{53}}

S: Изменение энергия Гиббса (DG^о) реакции

NH_3(г) + HCℓ_(г) = NH₄Cℓ_(кр); ΔH^о= –175,97 кДж

(S^о(NH₄Cℓ_кр) = 95,81 Дж/моль×K; S^о(NH_3(г)) = 192,66 Дж/моль×K;

S^о(HCℓ_(г)) = 186,79 Дж/моль×K) равно

-: +75,97 кДж;

-: –87,9 кДж;

-: +87,9 кДж;

+: –91,45 кДж.

 

I: {{54}}

S: Скорость прямой реакции CO_2(г) + 2SO_2(г) ↔ CS_2(г) + 3O_2(г) при понижении давления в 3 раза уменьшится

-: в 3 раза;

-: в 6 раз;

-: в 9 раз;

+: в 27 раз.

 

I: {{55}}

S: Температуру газообразной смеси следует повысить на ### град для увеличения скорости реакции в 81 раз (γ = 3)

-: 20;

-: 30;

+: 40;

-: 50.

 

I: {{56}}

56. Выражение константы равновесия реакции 2SO _2(г) + O_{2 (г)} ↔ 2SO_3(г)

+: К_р = [SO₃]²/[SO₂]²[O₂];

-: К_р = [SO₃]/[SO₂];

-: К_р = 1/[SO₂];

-: К_р = [SO₂]/[SO₃].

 

I: {{57}}

S: Равновесие реакции CO_2(г) + MgO_(кр) ↔ MgCO_3(кр), ΔH^о < 0 сместится влево при

-: повышении давления;

-: повышении концентрации CO₂;

-: введении MgCO₃;

+: повышении температуры.

 

I: {{58}}

S: Количество тепла (кДж), которое необходимо затратить для образования

10 моль кислорода по реакции KCℓO_4(тв) = KCℓ_(тв) + 2O_2(г), ΔH^о = +33 кДж

+: +165;

-: +33;

-: +66;

-: +330.

 

I: {{59}}

S: Объём (дм³) газа, который выделится при разложении СаСО₃, если при этом поглотилось 178,2 кДж тепла (ΔH^о(СаСО₃) = -1206,8 кДж/моль,

ΔH^о(СаО) = -635,1 кДж/моль, ΔH^о(СО₂) = -393,5 кДж/моль), равен

+: 22,4;

-: 11,2;

-: 16,8;

-: 5,6.

 

I: {{60}}

S: Равновесие в системе С₂Н_2(г) + Н₂О_(г) ↔ С₂Н₅ОН_(г) , ΔH^о < 0 при уменьшении температуры

-: сместится в сторону исходных веществ;

-: изменится неоднозначно;

+: сместится в сторону продуктов реакции;

-: не изменится.

 

I: {{61}}

S: Равновесие смещается при понижении температуры в сторону ### реакции

-: эндотермической;

+: экзотермической;

-: адиабатической;

-: изотермической.

 

I: {{62}}

S: Равновесие смещается при повышении давления в сторону

+: меньшего объёма системы;

-: большего объёма системы;

-: экзотермической реакции;

-: эндотермической реакции.

 

I: {{63}}

S: Равновесие смещается при понижении температуры в сторону ### реакции

-: эндотермической;

+: экзотермической;

-: адиабатической;

-: изотермической.

 

I: {{64}}

S: Равновесие смещается при понижении давления в сторону

-: меньшего объёма системы;

+: большего объёма системы;

-: экзотермической реакции;

-: эндотермической реакции.

 

I: {{65}}

S: Количество тепла (кДж), которое необходимо затратить для получения оксида кальция массой 112 г по реакции

СаСО_3(тв) = СаО_(тв) + СO_2(г), ΔH^о = +178,2 кДж

(ΔH^о(СаСО₃) = -1206,8 кДж/моль, ΔH^о(СаО) = -635,1 кДж/моль,

ΔH^о(СО₂) = -393,5 кДж/моль)

+: +356,4;

-: -178,2;

-: +89,1;

-: -534,6.

 

I: {{66}}

S: Все, что окружает систему, называется

+: внешней средой;

-: внутренней средой;

-: компонентом;

-: фазой.

 

I: {{67}}

S: Процесс, протекающий с выделением теплоты, называется

+: экзотермическим;

-: эндотермическим;

-: адиабатным;

-: изотермическим.

 

I: {{68}}

S: Количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося в результате реакции в единицу времени на единицу объёма (для гомогенной системы) или на единицу поверхности раздела фаз (для гетерогенной системы), называется

+: скоростью химической реакции;

-: порядком химической реакции;

-: механизмом химической реакции;

-: концентрацией.

 

I: {{69}}

S: Процесс, протекающий в системе при постоянной температуре, называется

-: экзотермическим;

-: эндотермическим;

-: адиабатическим;

+: изотермическим.

 

I: {{70}}

S: Процесс, протекающий в системе при постоянной энергии, называется

-: экзотермическим;

-: эндотермическим;

+: адиабатическим;

-: изотермическим.

 

I: {{71}}

S: Процесс, протекающий в системе при постоянном объёме, называется

-: экзотермическим;

-: эндотермическим;

+: изохорическим;

-: изотермическим.

 

I: {{72}}

S: Процесс, протекающий в системе при постоянном давлении, называется

-: экзотермическим;

-: эндотермическим;

+: изобарическим;

-: изотермическим.

 

I: {{73}}

S: Химическая реакция, протекающая через несколько промежуточных стадий, называется

+: сложной;

-: простой;

+: многостадийной;

-: промежуточной.

 

I: {{74}}

S: Химическая реакция, протекающая в одну стадию, называется

-: сложной;

+: простой;

-: многостадийной;

-: промежуточной.

 

I: {{75}}

S: Энтальпия образования хлороводорода, если при взаимодействии 1 моль водорода и 1 моль хлора выделилось 184 кДж тепла, равна

+: –92 кДж/моль;

-: +92 кДж/моль;

-: –184 кДж/моль;

-: +184 кДж/моль.

I: {{76}}

S: Температура, при которой наступит равновесие в системе, равна

PCℓ_5(г) ↔ PCℓ_3(г) + Cℓ_2(г); ΔH^о = 92,59 кДж

(S^о(Cℓ₂) = 222,98 Дж/моль×K; S^о(PCℓ₅) = 364,47 Дж/моль×K;

S^о(PCℓ₃) = 311,71 Дж/моль×K)

-: 688,3 K;

+: 543,9 K;

-: 888,5 K;

-: 900,0 K.

 

I: {{77}}

S: Скорость прямой реакции Н_2(г) + Br_2(г) ↔ 2HBr_(г) при повышении давления в три раза возрастет

+: в 9 раз;

-: в 12 раз;

-: в 6 раз;

-: в 3 раза.

 

I: {{78}}

S: Температурный коэффициент скорости реакции, если при понижении температуры на 30^о скорость реакции уменьшилась в 27 раз, равен

-: 8;

-: 4;

-: 2;

+: 3.

 

I: {{79}}

S: Выражение константы равновесия реакции CO _(г) + Cℓ_{2 (г)} ↔ COCℓ_2(г)

+: К_р = [COCℓ₂]/[CO][Cℓ₂];

-: К_р = [CO]/[Cℓ₂];

-: К_р = 1/[COCℓ₂];

-: К_р = [CO]/[COCℓ₂].

 

I: {{80}}

S: Реакция, для которой изменение объёма системы не вызовет смещения равновесия

-: 2SO_2(г) + O_2(г) ↔ 2SO_3(г);

-: N₂O_4(г) ↔ 2NO_2(г);

+: H_2(г) + Сℓ_2(г) ↔ 2HCℓ_(г);

-: N_2(г) + 3H_2(г) ↔ 2NH_3(г).

 

I: {{81}}

S: Система, внутри которой нет поверхностей раздела, отделяющих друг от друга части системы, различающиеся по свойствам, называется ###

+: гомогенн#$#

 

I: {{82}}

S: Процесс, идущий с поглощением теплоты, называется

+: эндотермическим;

-: экзотермическим;

-: изохорическим;

-: изотермическим.

 

I: {{83}}

S: Изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени в единице объёма или число элементарных актов взаимодействия в единицу времени в единице объёма, называется

+: скоростью химической реакции;

-: порядком химической реакции;

-: механизмом химической реакции;

-: концентрацией.

 

I: {{84}}

S: Установите соответствие между названием закона и его математическим выражением

L1: действия масс

L2: Гесса

L3:

L4:

R1: υ = k [A]^a[B]^b

R2: ΔН^о = åΔ – åΔ

R3: υ_t2 = υ_t1g^{t2 – t1/10}

R4: Р_осм = сRT

I: {{85}}

S: Установите соответствие между названием правила или закона и его математическим выражением

L1: закон Гесса

L2: правило Вант-Гоффа

L3:

L4:

R1: ΔН^о = åΔ – åΔ

R2: υ_t2 = υ_t1g^{t2 – t1/10}

R3: υ = k [A]^a[B]^b

R4: Р_осм = сRT

 

I: {{86}}

S: Установите соответствие между названием правила или закона и его математическим выражением

L1: закон действия масс

L2: правило Вант-Гоффа

L3:

L4:

R1: υ = k [A]^a[B]^b;

R2: υ_t2 = υ_t1g^{t2 – t1/10};

R3: DН^о = å∆ – åD

R4: Р_осм = сRT

 

I: {{87}}

S: Энтальпия образования оксида азота(II), если при взаимодействии

1 моль азота и 1 моль кислорода поглотилось 182,52 кДж тепла, равна

-: –182,52 кДж/моль;

-: –91,26 кДж/моль;

+: +91,26 кДж/моль;

-: +182,52 кДж/моль.

I: {{88}}

S: Температура, при которой наступит равновесие в системе

2НCℓ_(г) ↔ Н_2(г) + Cℓ_2(г); DH^о = –184,62 кДж

(S^о(Cℓ₂) = 222,98 Дж/моль×K; S^о(Н₂) = 130,52 Дж/моль×K;

S^о(НCℓ) = 186,79 Дж/моль×K), равна

-: 6883 K;

-: 5439 K;

-: 8885 K;

+: 9231 K.

 

I: {{89}}

S: Скорость прямой реакции CO_2(г) +C_{(графит)} ↔ 2CO_(г) при повышении давления в 4 раза возрастет

+: в 4 раза;

-: в 8 раз;

-: в 16 раз;

-: в 32 раза.

 

I: {{90}}

S: Температурный коэффициент скорости реакции, если при повышении температуры на 50^o скорость реакции увеличилась в 32 раза, равен

-: 5;

-: 4;

+: 2;

-: 3.

 

I: {{91}}

S: Константа равновесия реакции 4HCℓ_(г) + O_2(г) ↔ 2H₂O_(г) + 2Сℓ_2(г) равна ###, если равновесные концентрации (моль/дм³) равны: [Cℓ₂] = 0,04; [H₂O] = 0,016; [HCℓ] = 0,08; [O₂] = 0,1

+: 0,1;

-: 0,04;

-: 0,2;

-: 0,3.

 

I: {{92}}

S: Набор реакций, в которых увеличение объёма системы не вызовет смещения равновесия

-: 2SO_2(г) + O_2(г) ↔ 2SO_3(г) и H_2(г) + Сℓ_2(г) ↔ 2HCℓ_(г);

-: N₂O_4(г) ↔ 2NO_2(г) и N_2(г) + 3H_2(г) ↔ 2NH_3(г);

-: PCℓ_5(г) ↔ PCℓ_3(г) + Cℓ_2(г) и 2CO_(г) +O_2(г) ↔ 2CO_2(г);

+: H_2(г) + J_2(г) ↔ 2HJ_(г) и N_2(г) + O_2(г) ↔ 2NO_(г).

 

I: {{93}}

S: Системы, в которых существуют поверхности раздела, отделяющие друг от друга части системы, различающиеся по свойствам, называются

+: гетерогенными;

-: гомогенными;

-: однофазными;

-: однородными.

 

 

I: {{94}}

S: Процесс перехода от одного равновесного состояния к другому равновесию называется

+: смещение химического равновесия;

-: путем процесса;

-: скоростью химической реакции;

-: механизмом химической реакции.

 

I: {{95}}

S: Невозможен процесс, единственным результатом которого было бы превращение теплоты в работу

+: второй закон термодинамики;

-: первый закон термодинамики;

-: третий закон термодинамики;

-: нулевой закон термодинамики.

 

I: {{96}}

S: Установить соответствие между законами термодинамики и их формулировкой

L1: первый

L2: второй

L3:

L4:

R1: вечный двигатель первого рода невозможен

R2: теплота не может переходить сама собой от менее нагретого тела к более нагретому

R3: энтропия правильно сформированного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю

R4: если две термодинамические системы находятся в термодинамическом равновесии с третьей системой, то они находятся в термодинамическом равновесии между собой

 

 

I: {{97}}

S: Установить соответствие между законами термодинамики и их формулировкой

L1: первый

L2: третий

L3:

L4:

R1: вечный двигатель первого рода невозможен

R2: энтропия правильно сформированного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю

R3: теплота не может переходить сама собой от менее нагретого тела к более нагретому

R4: если две термодинамические системы находятся в термодинамическом равновесии с третьей системой, то они находятся в термодинамическом равновесии между собой

 

I: {{98}}

S: Установить соответствие между законами термодинамики и их формулировкой

L1: второй

L2: третий

L3:

L4:

R1: теплота не может переходить сама собой от менее нагретого тела к более нагретому

R2: энтропия правильно сформированного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю

R3: вечный двигатель первого рода невозможен

R4: если две термодинамические системы находятся в термодинамическом равновесии с третьей системой, то они находятся в термодинамическом равновесии между собой

 

I: {{99}}

S: Установить соответствие между законами термодинамики и их формулировкой

L1: нулевой

L2: второй

L3:

L4:

R1: если две термодинамические системы находятся в термодинамическом равновесии с третьей системой, то они находятся в термодинамическом равновесии между собой

R2: теплота не может переходить сама собой от менее нагретого тела к более нагретому

R3: энтропия правильно сформированного кристалла чистого вещества при абсолютном нуле равна нулю

R4: вечный двигатель первого рода невозможен

 

I: {{100}}

S: Энтальпия образования (кДж/моль) карбоната кальция равна, если при его разложении поглощается 178,2 кдж тепла (ΔH^о(СаO) = –601,5 кДж/моль, ΔH^о(СО₂) = –393,5 кДж/моль) (запишите число с точностью до десятых долей) ###

+: –1206*8

 

I: {{101}}

S: Температура (К), при которой наступит равновесие в системе

CO_2(г) + 2SO_2(г) ↔ CS_2(г) + 3O_2(г); ΔH^о= 1104 кДж

(S^о(CO₂) = 213,66 Дж/моль×K; S^о(SO₂) = 248,07 Дж/моль×K;

S^о(CS₂) = 237,77 Дж/моль×K; S^о(O₂) = 205,04 Дж/моль×K), равна

(запишите число с точностью до целых) ###

+: 7715

 

I: {{102}}

S: Скорость прямой реакции Н_2(г) + J_2(г) ↔ 2HJ_(г) при повышении давления в 5 раз возрастет

-: в 5 раз;

-: в 10 раз;

+: в 25 раз;

-: в 125 раз.

 

I: {{103}}

S: Температурный коэффициент скорости реакции равен ###, если при повышении температуры на 60^j скорость реакции увеличилась в 64 раза

-: 5;

-: 4;

+: 2;

-: 3.

 

I: {{104}}

S: Константа равновесия для реакции 2NO + O₂ ↔ 2NO₂ , если в состоянии равновесия концентрации веществ были (моль/дм³): [NO] = 0,56; [O₂] = 0,28; [NO₂] = 0,44, равна

+: 2,2;

-: 5,6;

-: 2,8;

-: 4,4.

 

I: {{105}}

S: Реакция, в которой увеличение объёма системы не вызовет смещения равновесия

-: PCℓ_5(г) ↔ PCℓ_3(г) + Cℓ_2(г) ;

+: H_2(г) + J_2(г) ↔ 2HJ_(г);

-: 2CO_(г) +O_2(г) ↔ 2CO_2(г);

-: 2NО_(г) + O_2(г) ↔ 2NO_{2 (г)}.

 

I: {{106}}

S: Равновесие реакции CO_2(г) + CaO_(кр) ↔ CaCO_3(кр), ΔH^о < 0 сместится вправо при

+: повышении давления;

+: повышении концентрации CO₂;

-: дополнительном введении CaCO₃;

-: повышении температуры.

 

I: {{107}}

S: Термическая устойчивость в ряду соединений ZnO → CdO → HgO

(ΔH^о(ZnO) = –350,6 кДж/моль; ΔH^о(CdO) = -260,0 кДж/моль;

ΔH^о(HgO) = +90,9 кДж/моль)

-: не изменяется;

+: убывает;

-: изменяется периодически;

-: возрастает.

 

I: {{108}}

S: Абсолютная энтропия в ряду соединений HF → HCℓ → HBr

-: не изменяется;

-: убывает;

-: изменяется периодически;

+: возрастает.

 

I: {{109}}

S: Система, которая обменивается с внешней средой и энергией, и веществом, называется ###

+: открыт#$#

 

I: {{110}}

S: Для увеличения выхода продуктов реакции

2Pb(NO₃)_2(тв) → 2PbO_(тв) + 4NO_2(г) + O_2(г), ΔH^о > 0 необходимо

-: увеличить концентрацию Pb(NO₃)_2(тв);

+: уменьшить давление;

-: уменьшить температуру;

-: ввести катализатор.

 

I: {{111}}

S: Равновесие при увеличении концентрации исходных веществ смещается

+: в сторону конечных продуктов;

-: в сторону экзотермической реакции;

-: в сторону увеличения объёма системы;

-: в сторону уменьшения объёма системы.

 

I: {{112}}

S: Стандартная энтропия в ряду соединений СuO → Cu₂O → CO → CO₂

-: не изменяется;

-: убывает;

-: изменяется периодически;

+: возрастает.

 

I: {{113}}

S: При постоянной температуре скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих веществ в степени их стехиометрических коэффициентов – это формулировка

+: закона действия масс;

+: закона Гульдберга и Вааге;

-: закона Гесса;

-: первого закона термодинамики.

 

I: {{114}}

S: Установите соответствие между изменением энергии Гиббса и возможностью или невозможностью протекания процесса

L1: больше нуля

L2: меньше нуля

L3:

L4:

R1: процесс термодинамически запрещён

R2: процесс термодинамически разрешён

R3: в системе наступило равновесие

R4: отправная точка для начала реакции

 

I: {{115}}

S: Процесс при ΔG = 0

-: термодинамически разрешён;

-: термодинамически запрещён;

+: в системе наступило равновесие;

+: не происходит изменений.

 

I: {{116}}

S: Энтальпия образования оксида углерода(II), если при взаимодействии 1 моль углерода и 0,5 моль кислорода выделилось 110,53 кДж тепла, равна

-: +110,53 кДж/моль;

-: +221,06 кДж/моль;

-: –221,06 кДж/моль;

+: –110,53 кДж/моль.

 

I: {{117}}

S: Изменение энтропии (DS^о) реакции NH_3(г) + HCℓ_(г) = NH₄Cℓ_(кр)

(S^о(NH₄Cℓ_(кр)) = 95,81 Дж/моль×K; S^о(NH_3(г)) = 192,66 Дж/моль×K;

S^о(HCℓ_(г)) = 186,79 Дж/моль×K) равно

-: +192,66 Дж/K;

+: –283,64 Дж/K;

-: +186,79 Дж/K;

-: –95,81 Дж/K.

 

I: {{118}}

S: Скорость прямой реакции Н_2(г) + Сℓ_2(г) ↔ 2HСℓ_(г) при повышении давления в 4 раза возрастет в ### раз (запишите число с точностью до целых)

+: 16

 

I: {{119}}

S: Температурный коэффициент скорости реакции равен ###, если при повышении температуры на 60° скорость реакции увеличилась в 64 раза (запишите число с точностью до целых)

+: 2

 

I: {{120}}

S: Выражение константы равновесия реакции CO_(г) + H_{2 (г)} ↔ H₂O_(г) + C _{(графит)}

+: К_р = [H₂O]/[CO][H₂];

-: К_р = [CO]/[C];

-: К_р = 1/[H₂O];

-: К_р = [CO]/[H₂O].

 

I: {{121}}

S: Равновесие реакции СО_(г) + 3H_2(г) ↔ СH_4(г) + H₂O_(г) при понижении давления сместится

-: в сторону конечных продуктов;

+: в сторону исходных веществ

-: не сместится;

-: проходит через максимум концентраций.

 

I: {{122}}

S: Система, которая обменивается с внешней средой только энергией, называется

+: закрытой;

-: открытой;

-: изолированной;

-: гомогенной.

 

I: {{123}}

S: Если в каком-нибудь процессе энергия одного вида исчезает, то вместо нее появляется энергия в другой форме в количестве, строго эквивалентном первому – это формулировка

+: первого закона термодинамики;

-: второго закона термодинамики;

-: третьего закона термодинамики;

-: нулевого закона термодинамики.

 

I: {{124}}

S: Сумма показателей степеней концентраций в уравнении, выражающем зависимость скорости реакции от концентраций, называется

+: формальный порядок химической реакции;

-: кинетический порядок химической реакции;

-: скорость химической реакции;

-: тепловой эффект химической реакции.

 

I: {{125}}