2SO2 + О2 → 2SO3, ΔН = -192кДж
а) сместится вправо; б) не нарушится; в) равновесие в газовых системах зависит только от давления; г) сместится влево.
Укажите гидроксид, способный диссоциировать по типу кислоты:1) Cr(OH)3, 2) Mg(OH)2, 3) CuОН, 4) Cu(OH)2:
а) 3, б) 4, в) 1, г) 2.
Вариант 2.
Какие реакции, протекающие в водном растворе, являются окислительно-восстановительными:а) Fe2O3 + HCl ; б) FeCl3 + H2S ; в) Fe + HCl ; г) SO2 + NaOH.
Для реакции димеризации: 2 NO2 = N2O4ΔН = -58,03 кДж/моль и ΔS = -176,52 Дж/моль К.
При какой температуре К наиболее вероятна димеризация?
а) 373; б) 273; в) 473; г) 263.
Как сместится равновесие в системе при повышении давления:N2 + 3Н2 → 2NH3 ΔН = -92кДж.
а) сместится влево; б) сместится вправо;
в) давление не влияет на равновесие, т. к. в данном случае Н < 0;
г) возрастет скорость реакции.
В каком из 10%-ых растворов содержится наибольшее число растворенных молекул:1) HNO3; 2) КNО3; 3) НСl; 4) NaCl.
а) 3; б) 1; в) 4; г) 2.
Вариант 3.
Какое соединение (или ноны) хром образуется при восстановлении Сг2О72- в щелочном растворе:а) CrO42- ; б) [Cr(OH)4]-; в) Cr(OH)3 ; г) Сг3+.
Определите теплоту образования сероводорода по уравнениям:H2S + 3/2 О2 = H2O + SO2 ; ΔН =-518,59 кДж;
S + О2 = SO2 ; ΔН = -296,90 кДж;
Н2 + 1/2 О2 = Н2О; ΔН = -241,84 кДж.
а) -20,15; б) -64,18; в) -1057,3; г) 1101,31.
Как изменится скорость прямой реакции в системе:2SO2 + О2 → 2SO3, ΔН = -192 кДж,
если при T = const увеличить давление в три раза?
а) увеличится в 3 раза; б) не изменится;
в) увеличится в 27 раз; г) уменьшится в 27 раз.
У какого раствора наибольший рН:1) [H+] = 10-7 моль/л; 2) [ОН-] = 5,10-8; 3) [ОН-] = 10-4; 4) [ОН-] = 5,10-10.
а) 2; б) 1; в) 4; г) 3.
Вариант 4.
Укажите ионы, способные проявлять только окислительную функцию:а) СrО2- ; б) NO ; в) AsO33- ; г) Н+.
Определите ΔН и ΔG для процесса:Мg + СО2 = СО + МgО, пользуясь справочными данными.
а) -318,24 и 311,7; б) 318,24 и -311,7;
в) -318,24 и -311,7; г) 318,24 и 311,7.
Куда сместится равновесие в системе: FeO + СО → Fе + СО2 + Q,если увеличить концентрации исходных веществ:
а) не изменится, б) сместится вправо;
в) это зависит от знака Q; г) сместится влево.
Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0,1 н раствора серной кислоты, предназначенного для реакции нейтрализации:а) 9,8; б) 4,9; в) 9,6; г) 4,8.
Вариант 5.
Какие продукты образуются при восстановлении перманганата калия в сильнощелочной среде:а) МnО(ОН)2; б) Мn2+; в) MnO2; г) MnO42-.
Возможно ли при стандартных условиях разложение нитрата аммония по уравнению: NH4NO3 → N2O +2H2O.Ответ подтвердите расчетом, пользуясь справочными данными.
а) да; -169,9; б) нет, +169,9; в) да, + 169,9; г) нет, -169,9.
Почему при синтезе аммиака повышают температуру процесса?а) для смещения равновесия вправо; б) для повышения скорости реакции;
в) для снижения энергии активации; г) для увеличения выхода продукта.
а) 5 л; б) 15 л; в) 10 л; г) 25л.
Вариант 6.
В каком случае происходит процесс окисления:а) Р →Н РО2; б) КМnО4 → MnО2;
в) НNО3 → NO2; д) Сl2О → КС1.
При образовании 2.69·10־² кг хлорида меди (II) из простых веществ выделяется 41.17 кДж теплоты. Найти энтальпию образования хлорида меди (II).а) -857,7; б) 205,9; в) 857,9; г) -205,9.
Как сместится равновесие в системе:3 NO2 + Н2О → 3 HNO3 + NO - 138 кДж,
если повысить температуру на 10̊С?
а) сместится вправо; б) не изменится, но скорость возрастет в 2 раза;
в) сместится влево; г) не изменится, но скорость возрастет в γ раз.
Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0.5 н Na2CO3?а) 106; б) 26.5; в) 84; г) 53.
Вариант 7.
Какое вещество образуется при реакции:Fe + H2SO4 (разбавл.)
а) H2S; б) Н2; в) SO2; г) S.
Сколько кДж тепла выделится при сгорании 0.1 кг метанола?а) 679,48; б) 2271; в) 2123,0; г) 726,6.
Как повлияет увеличение давления на равновесие в системе:3NO2 + H2О → 3HNO3 + NO - 138 кДж
а) сместится влево;
б) не нарушится;
в) возрастет только скорость процесса;
г) сместится вправо
Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0,3 н Н3РО4?а) 9,8; б) 9,5; в) 4,25; г) 4,9.
Вариант 8.
Расставьте коэффициенты в уравнении:Sb2O5 + НCl → Н3SbCl6 + Cl2 + H2O
и подсчитайте сумму всех коэффициентов.
а) 9; б) 17; в) 26; г) 29.
Вычислить Н (кДж) реакции:CH3OH + CH3COOH ----> CH3COOCH3 + H2O,
если энтальпии сгорания спирта, кислоты и эфира соответственно равны:
- 1366,91, - 873,79, и – 2254.21 кДж/моль.
а) – 299,4; б) 13,5; в) 299,4; г) -13,5.
Как изменится скорость прямой реакции в системе:2 SO2 + O2 → 2 SO3, Δ Н = - 192 кДж,
если при Т = const увеличить давление в 2 раза?
а) увеличится в 8 раз; б) уменьшится в 2 раза;
в) уменьшится в 8 раз; г) увеличится в 2 раза.
Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0,2 н MgSO4?а) 24; б) 12; в) 1,204; г) 12,04.
Вариант 9.
Какова степень окисления углерода в соединениях CH3Cl и C2H4:а) - 2; б) - 4; в) 0; г) + 4.
Какие величины являются функциями состояния процесса:а) работа расширения;
б) теплота, передаваемая через изменение микросостояния;
в) теплота, передаваемая через изменение макросостояния;
г) внутренняя энергия.
В реакции: А + 2В →2С + 3D равновесная концентрация А равна 1, а исходная - СА =1,1 моль/л. Определить выход продукта D.а) 1%; б) 10%; в) 10,10%; г) 50%.
Какой объем 0,1- нормального раствора H2SO4 можно приготовить из 70 мл 50%-го раствора этой кислоты (пл. = 1,40 г/мл )?а) 5,5 л; б) 12 л; в) 10 л; г) 1,2 л.
Вариант 10.
Какие реакции относятся к окислительно-восстановительным:а) Fe2O3 + H2SO4; б) Сl2 + КОН;
в) SO2 + NaOH; г) HgO + HNO3;
На основе расчета укажите пару наиболее устойчивых к нагреванию гидроксидов:а) КОН и Са (ОН)2; б) Са (ОН)2 и Сu (ОН) 2;
в) А1 (ОН)3 и Ca (OH) 22; г) КОН и Сu (ОН) 2.
Как изменится давление в равновесной системе по отношению к первоначальному:N2 + 3 H2 → 2NH3 Δ H = - 92кДж?
если равновесные концентрации равны:
[ N2 ] = 0,9; [ Н2 ] = 0,6 и [ NH3 ] = 6 моль/л
а) увеличится в 1,8 раза; б) уменьшится в 1,8 раза;
в) уменьшится в 1,4 раза; г) не изменится.
Сколько мл 40%-го раствора H3PO4 (ρ = 1,25 г/мл) требуется для приготовления 400 мл 0,25 М раствора кислоты?а) 19,6; б) 39,2; в) 40; г) 9.8.
Вариант 11.
Укажите реакции диспропорционирования:а) 4HNO3 → 4 NO2 + 2Н2O + O2; б) 2 KClO3 → КCl + 3O2;
в) 4 КС1О4 → 3 KClO3 + КС1; г) 2 НС1О → 2 НС1 + О2.
Определите энтальпию образования оксида азота (I), исходя из уравнений:С + 2 N2O → СО2 + 2 N2; Δ Н° - 556,61 кДж;
C + O2 → CO2; Δ Н° - 393.51 кДж
а) 81,55; б) 326,2; в) 163,1; г) – 81,55.
В каком направлении сместится равновесие в системе:2SO2 + О2 → 2 SO3, Δ Н = - 192 кДж в результате введения инертного газа при V= const.
а) в обратном; б) в прямом; в) не сместится; г) равновесие не изменится.
Сколько мл 40%-го раствора Н3PO4 (ρ = 1,25 г/мл ) требуется для приготовления 3 л 0,15 н раствора Н3PO4?а) 14,7; б) 58,4; в) 12,5; г) 29,4.
Вариант 12.
В каком из преобразований происходит процесс окисления:а) Н2SO3 → H2SO4;
б) Сl2О → НС1;
в) Р2О5 → HPO3;
г) FeSO4 → Fe2(SO4)3.
Вычислить Δ Н°298 и Δ S°298 реакции, пользуясь справочными данными:НgО + Н2 -----> Нg + Н2О
а,13 и 15,3;
б) + 151,13 и 15,3;
в) – 151,13 и - 64,02;
г) + 151,13 и 64,2.
В каком направлении сместится равновесие в системе:N2 + 3 H2 → 2NH3, Δ Н = - 92 кДж
в результате введения инертного газа при V= const.
а) не сместится;
б) равновесие не изменится;
в) в прямом;
г) в обратном.
Сколько мл 8н раствора NaOH можно приготовить из 1 кг 42%-го раствора NaOH?а) 656 мл;
б) 1312;
в) 1288;
г) 644.
Вариант 13.
Какие частицы могут проявлять только восстановительные функции:а) J־; б) Сг³+; в) Cr2O7²־; г) N2H4;
С помощью справочных данных найдите Δ G°298 для процесса:3 SiO2 + 4 В → 3 Si + 2 В2О2
и определите, возможен ли этот процесс в стандартных условиях.
а) - 45,7; да;
б) – 97,84; да;
в) 45,7 кДж; нет;
г) 97,84; нет.
При температуре 60°С скорость реакции равна 0,64 моль·с־¹. Какова скорость реакции при 10°С, если температурный коэффициент γ равен 2?а) 0,02;
б) 20,48;
в) 40,96;
г) 0,01.
Сколько мл 8н раствора NaOH можно приготовить из 1 л 42%-го раствора NaOH (ρ=1,45 г/мл)?а) 1990; б) 1903; в) 951,5; г) 945.
Вариант 14.
Какие продукты образуются в реакции цинка с очень разбавленной азотной кислотой:а) NO2;
б) Н2;
в) NH4NO3;
г) NO.
Определить энтальпию превращения S (моноклинной) → S (ромбич.), исходя из следующих циклов:S (монокл.) + О2 → S О2 + 297,2 кДж;
S (ромбич.) + О2 → S О2 + 296,9 кДж.
а) -594,1;
б) -0,3;
в) 0,3;
г) 594,1.
При повышении температуры растворимость селитры увеличивается. Каков знак изменения энтальпии растворения?а) ΔН < 0;
б) ΔН = 0;
в) ΔН = 0;
г) ΔН > 0.
Сколько мл 8,5%-го раствора гидросульфита натрия (ρ = 1,08 г/мл ) можноперевести в сульфат с помощью 400 мл 2,5 н раствора NaOH?
а) 1310; б) 655;
в) 327; г) 565.
Вариант 15.
Какое вещество образуется при растворении углерода в концентрированной азотной кислоте:а) СО2; б) СО;
в) Н2СО3; г) СН4.
Энтальпия образования оксида алюминия равна -1675 кДж/моль. Сколько теплоты выделится пои образовании 10 г оксида алюминияа) 39,2; б) 400,3;
в) 1675; г) 164.2.
Как сместить вправо равновесие в системе:СаСО3 → СаО + СО2 - Q?
а) увеличить давление;
б) повысить температуру;
в) повысить концентрацию СаСОз;
г) повысить концентрацию СО2?
Сколько мл 0.4 н H2SO4 можно нейтрализовать прибавлением 800 мл 0,25 н раствора NaOH?а) 250; б) 1000;
в) 500; г) 575.
Вариант 16.
В уравнении:КМnО4 + K2S + H2O → МnО2 + S + КОН расставьте коэффициенты и укажите их сумму:
а) 6;
б) 10;
в) 20;
г) 22.
Определить теплоту сгорания метанаа) + 890,31;
б) – 890,31;
в) – 74,88;
г) + 74,88.
Скорость прямой реакции: 2 NO + О2 → 2NO2, ΔН = -114,2 кДжпри концентрации оксида азота (II) 0,6 моль/л и кислорода 0.5 моль/л равна 0,018 моль/(л. мин). Найти константу скорости реакции.
а) 0,1;
б) 0,06;
в) 1,0;
г) 1,2.
Смешаны 3 л 0.1 М Н3РО4 с 2 л 9%-го раствора этой же кислоты (ρ = 1,05 г/мл). Вычислить нормальность полученного раствора.а) 1,554; б) 0,668;
в) 1,337; г) 0,337.
Вариант 17.
Какой металл при взаимодействии с концентрированной азотной кислотой может восстановить её до NO:а) Cs; б) Сu;
в) Са; г) A1.
Вычислить тепловой эффект взаимодействия 10־³ м³ водорода (н. у.) с хлорома) – 1,97; б) – 0,98;
в) – 8,24; г) – 4,12.
Вычислить равновесную концентрацию оксида кислорода в системе:2 NO + О2 → 2NO2, ΔН = -114,2 кДж, когда оксида азота (II) станет 0,04 моль/л, если начальная концентрация оксида азота (II) составляет 0.06, а кислорода – 0,1 моль/л.
а) 0,09; б) 0,01;
в) 0,04; г) 0,02.
Смешаны 1,2 л 3,5%-го КОН с 1.8 л 2,5%-го раствора NaOH. Плотность обоих растворов ρ = 1,05 г/мл. Вычислить нормальность полученного раствора щелочи.а) 0,322; б) 1,87;
в) 1,33; г) 0,643.
Вариант 18.
Расставьте коэффициенты в уравнении:P + J2 + H2O → H3PO3 + HJ
и укажите коэффициент перед веществом, которое восстанавливается
а) 6; б) 3; в) 2; г) 4.
Определить знак изменения энтропии в реакции:2А2 (г) + В2 → А22В (ж).
Возможно ли протекание этой реакции в стандартных условиях?
а) нет, так как ΔS < 0; б) да, при высокой температуре;
в) да, при низких температурах; г) да, если ΔН < 0, и | ΔH |>| TΔS |
Определить температуру ( ̊С ), при которой давление диссоциации CaCO3 в реакции: CaCО3 → СаО + CO2 - Q составляет 202650 Па.а) 770; б) 970; в) 870; г) 1070.
250 мл 4 н NaOH смешаны со 150 мл 6 н КОН. Вычислить нормальность полученного раствора. Какой массе КОН соответствует 1 мл полученного раствора?а) 4,75 н и 0,2665 г; б) 3,75 и 0,2665; в) 4,75 и 0,1337; г) 3,75 и 0,1337.
Вариант 19.
Какова степень окисления кислорода в соединениях К2О2 и СаО2:а) -1; б) 0; в) -2; г) +2.
В каких случаях возможно протекание химической реакции, если |ΔН| < |T ΔS|:а) энергия Гиббса увеличивается; б) энтропия уменьшается;
в) энергия Гиббса уменьшается; г) если и ΔН, и ΔS уменьшаются.
Известь растворяется в воде с выделением теплоты. Как влияет повышение температуры на растворимость извести?а) растворимость повышается; б) не влияет;
в) это зависит от давления; г) растворимость понижается.
Сколько мл 6%-го раствора соляной кислоты с плотностью 1,03 г/мл следуетприбавить к 400 мл 0,05 н AgNO3 для полного осаждения AgCl?
а) 23,6; б) 11,8; в) 5,9; г) 22,4.
Вариант 20.
Укажите реакции, которые являются окислительно-восстановительными:а) Fe2O3 + HNO3; б) NO2 + SO2;
в) SO2 + КОН; г) PbO + HCl (конц.)
По справочным данным рассчитайте значения ΔG° реакций соответствующих оксидов металлов с СО2 и определите, какой из карбонатов наиболее устойчив:а) ВаСО3; б) СаСО3; в) MgCO3; г) ВеСОз.
Куда сместится равновесие в системе: С (тв.) + Н2О -----> Н2 + СО2ΔН = 131,4 кДж при повышении давления?
а) равновесие не изменится; б) сместится вправо;
в) сместится влево; г) это зависит от теплового эффекта.
К какому объему 0,2 н раствора аммиака следует добавить 20 мл 35%-го раствора NH3 ( ρ = 0,88 г/мл) для получения 0,5 н раствора нашатырного спирта?а) 23,46; б) 11,73; в) 5,8; г) 12,84.
Вариант 21.
Какие соединения проявляют окислительно-восстановительную двойственность:а) Li; б) F2; в) О2; г) H2S.
Определить энтальпию образования метанола из реакции:СН3ОН + 3/2 О2 → СО2 + Н2 О (ж) + 726,64 кДж
а,7; б,7; в) 154,2; г) – 154,4.
Как изменится скорость химической реакцииСН3ОН + 3/2 О2 → СО2 + Н2 О (ж) + 726,64 кДж,
если при увеличении температуры на 30°С константа скорости реакции возрастет в 100 раз?
а) увеличится в 27 раз; б) возрастет в 100 раз;
в) увеличится в 800 раз; г) не изменится.
Вычислить нормальность 60%-ой уксусной кислоты с ρ=1,068.а) 5,33; б) 6,75; в) 3,67; г) 10,67.
Вариант 22.
В какой из перечисленных реакций образуется осадок темно-бурого цвета:а) KMnO4 + KJ + H2SO4;
б) КМnO4 + Ва(ОН)2;
в) КМnО4 + KJ + Н2О;
г) MnSO4 + NaOH.
Найти ΔН и ΔS для реакции оксида углерода (II) с водяным парома) -2,84 и -76,94; б) +2,84 и +76,94; в) +2,84 и – 76,94; г) -2,84 и + 76,47.
Как сместить вправо равновесие в реакции:Сl2 + Н2 → 2НС1, ΔН = -175,7 кДж.
а) увеличить давление в системе;
б) снизить давление;
в) увеличить температуру;
г) повысить концентрацию исходных веществ.
Вычислить нормальность 49%-го раствора Н3РО4 с ρ = 1,33 г/мл.а) 19,95; б) 9,9; в) 18,88; г) 4,95.
Вариант 23.
Какой ион придает раствору оранжевую окраску:а) Сг³+; б) Сг²+; в) СгО4²־; г) Сг2О7²־.
Вычислить ΔG0 для процесса: Fe2О3 + 3 СО → 2 Fe + 3 СО2.Возможен ли этот процесс в стандартных условиях?
а) - 31,35; да; б) 31,35; нет; в) - 31,35; нет; г) 31,35; да.
Как изменится скорость прямой реакции Сl2 + Н2 -----> 2 НС1, ΔН = -175,7 кДж, при увеличении давления в 5 раз?
а) не изменится; б) увеличится в 25 раз;
в) увеличится в 5 раз; г) уменьшится в 5 раз.
Вычислить нормальность 36 %-ой HNO3 (ρ = 1,22 г/мл)а) 3,48; б) 9,66; в) 6,97; г) 4,83.
Вариант 24.
Какой из продуктов образуется при взаимодействии меди с концентрированной серной кислотой:а) H2; б) Н2; в) SO2; г) S.
Определить тепловой эффект реакции: СаО + СО2 → СаСО3, если при взаимодействии 140 г СаО выделяется 443,06 кДж теплоты.а) – 1522,4; б) – 739,86; в) – 148,88; г) 148,88.
Равновесие в реакции Сl2 + Н2 → 2 НС1, ΔН = -175,7 кДж, установилось при следующих концентрациях участвующих в ней веществ: водорода – 0,25, хлора – 0,05, хлороводорода – 0,9 моль/л. Определить исходные концентрации хлора и водорода.а) 0,5 и 0,7; б) 0,7 и 0,5; в) 0,95 и 1,15; г) 1,15 и 0,95.
Вычислить нормальность 98%-го раствора серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл)а) 18,4; б) 9,2; в) 4,9; г) 36,8.
Вариант 25.
Какое соединение фосфора образуется в реакции его с азотной кислотой:Р + HNO3 (конц.)
а)PH3; б) Н3РО4; в) Р2О5; г) Н3РО4.
Вычислить изменение энтальпии перехода С (алмаз) -----> С (графит), исходяиз следующих уравнений:
С (алмаз) + О2 → СО2 + 395,4 кДж:
С (графит) + О2 → СО2 + 393,5 кДж.
а) – 10,5; б) + 1,9; в) – 1,9; г) + 10,5.
Вычислить константу равновесия реакции: РСl5 -----> РСl3 + Сl2 + Q, если при некоторой температуре из 2 моль хлорида фосфора (V), находившегося в закрытом сосуде вместимостью 10 л, разложению подвергаются 1,5 моль.а) 6,15; б) 0,75; в) 100; г) 0,45.
Вычислить молярность 6,91%-го раствора Ва(ОН) 2 · 8 Н2О (ρ = 1,04 г/мл )а) 0,228; б) 0,114; в) 0,45б; г) 0,057.
Вариант 26.
Расставьте коэффициенты в уравнении и подсчитайте их сумму:Вг2 + КОН → KBrO3 + KBr + Н2О
а) 18; б) 9; в) 15; г) 12.
Рассчитать изменение энтальпии при инверсии сахарозы:С12H22O11 + H2O → 2 C6H12O6.
а) – 302,2; б) 16,78; в) + 302,2; г) – 16,3.
Константа равновесия реакции: СО + Сl2 → СОСl,6 кДжпри некоторой температуре равна 40. Вычислить начальную концентрацию хлора, если в состоянии равновесия концентрация оксида углерода (II) равна 0,2, а фосгена 0,8 моль/л.
а) 0,2; б) 0,8; в) 0,9; г) 0,1.
Вычислить нормальность 61,4 %-го раствора MgSO4 · 7 Н2О (ρ = 1,31 г/мл).а) 3,26; б) 6,52; в) 2,63; г) 5,26.
Вариант 27.
Какое вещество образуется в результате реакции:Са + H2SO4 (конц.) →
а) Н2;
б) H2S;
в) S;
г) SO2.
Сколько теплоты выделится при взрыве 1 л гремучего газа (н. у.):а) 7,19;
б) 8,36;
в) 12,3;
г) 20,14.
Определить парциальное давление (атм.) хлорида фосфора (V) в равновесной газовой смеси: СО + Сl2 → СОСl,6 кДж, если при 523 К и 202650 Па объемная доля хлора в ней составляет 40,7%.а) 0,74;
б) 0,63;
в) 0,37;
г) 0,81.
Вычислить массовую долю вещества в 10 н серной кислоте (ρ = 1,29)а) 19,05;
б) 45;
в) 96,3;
г) 38,1.
Вариант 28.
В уравнении реакцииК2Сг2О7 + H2O2 + H2SO4 → Cr2 (SO4)3 + О2 + K2SO4 + Н2О
укажите коэффициент перед восстановителем и расставьте коэффициенты.
а) 5;
б) 7;
в) 3;
г) 10.
Что является признаком равновесия системы?а) ΔGψ > 0;
б) ΔН ̊ < 0;
в) P = const,
T = const; г) ΔG° = 0.
На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 625 раз при температурном коэффициенте скорости реакции, равном 5.а) 10; б) 40;
в) 125; г) 25.
Вычислитъ массовую долю вещества в 14,8 н водном растворе аммиака(ρ = 0,90 г/мл).
а) 27,95; б) 30;
в) 25,5; г) 13,92.
1.12 Комплект экзаменационных билетов
(утвержден на заседании кафедры 08.12.08, протокол )
Экзаменационный билет № 1 Вопрос 1. Основные химические понятия: элемент, атом, молекула. Простое и сложное вещество. Физические и химические явления. Вопрос 2. Как изменится скорость прямой реакции в системе: 2SO2 + О2 → 2SO3, ΔН = -192 кДж, если увеличить давление в три раза? |
Экзаменационный билет № 2 Вопрос 1. Основные химические законы: постоянства состава, кратных отношений, закон эквивалентов. Законы сохранения: энергии, массы, заряда. Вопрос 2. Определите ΔН и ΔG для процесса: Мg + СО2 → СО + МgО. |
Экзаменационный билет № 3 Вопрос 1. Закон Авогадро и его следствия. Вопрос 2. Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0,1 н раствора серной кислоты, предназначенного для реакции нейтрализации. |
Экзаменационный билет № 4 Вопрос 1. Моль как мера количества вещества. Молярная масса, молярный объём газа. Переход от массы к количеству вещества. Вопрос 2. Возможно ли при стандартных условиях разложение нитрата аммония по уравнению: NH4NO3 → N2O +2H2O. Ответ подтвердите расчетом, пользуясь справочными данными. |
Экзаменационный билет № 5 Вопрос 1. Строение атома: ядро, протоны, нейтроны, электроны. Понятие об электронных орбиталях и квантовых числах. Вопрос 2. Какой объем нормального раствора можно приготовить из 100 г 63%-ой HNO3 . |
Экзаменационный билет № 6 Вопрос 1. Принципы и порядок заполнения энергетических уровней электронами в атомах I-III периодов Периодической системы. Вопрос 2. Сколько г растворенного вещества содержится в 1 л 0.5 н Na2CO3 . |
Экзаменационный билет № 7 Вопрос 1. Основные свойства атомов: заряд ядра, радиус, потенциал ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность; изменение этих свойств в ПС. Металлические и неметаллические свойства элементов, их изменение. Вопрос 2. В каком направлении сместится равновесие в системе: 2SO2 + О2 → 2 SO3, Δ Н = - 192 кДж в результате введения инертного газа при V= const. |
Экзаменационный билет № 8 Вопрос 1. Степень окисления. Окислители и восстановители. Вопрос 2. Сколько мл 40%-го раствора Н3PO4 (ρ = 1,25 г/мл ) требуется для приготовления 3 л 0,15 н раствора Н3PO4? |
Экзаменационный билет № 9 Вопрос 1. Основные классы химических соединений: бинарные соединения, гидроксиды (кислоты и основания), соли (средние, кислые, основные, двойные). Номенклатура, основные способы получения и химические свойства. Вопрос 2. При температуре 60°С скорость реакции равна 0,64 моль·с־¹. Какова скорость реакции при 10°С, если температурный коэффициент γ равен 2? |
Экзаменационный билет № 10 Вопрос 1. Природа и виды химической связи: ковалентная, полярная, ионная, донорно-акцепторная. Вопрос 2. Скорость прямой реакции: 2 NO + О2 → 2NO2, ΔН = -114,2 кДж при концентрации оксида азота (II) 0,6 моль/л и кислорода 0.5 моль/л равна 0,018 моль/(л. мин). Найти константу скорости реакции. |
Экзаменационный билет № 11 Вопрос 1. Водородная связь. Энергия и длина связи, кратные связи. Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении: P + J2 + H2O → H3PO3 + HJ |
Экзаменационный билет № 12 Вопрос 1. Основные понятия химической термодинамики: системы, параметры, процессы. Вопрос 2. Определить знак изменения энтропии в реакции: А2 (г) + В2 → 2 А22В (ж). Возможно ли протекание этой реакции в стандартных условиях? |
Экзаменационный билет № 13 Вопрос 1. Внутренняя энергия и энтропия. Вопрос 2. Вычислить нормальность 98%-го раствора серной кислоты (ρ = 1,84 г/мл). |
Экзаменационный билет № 14 Вопрос 1. Закон Гесса и его следствия. Термохимические уравнения. Методы расчёта тепловых эффектов химических реакций. Вопрос 2. Вычислить молярность 6,91%-го раствора Ва(ОН) 2 · 8 Н2О (ρ = 1,04 г/мл ) |
Экзаменационный билет № 15 Вопрос 1. Критерии самопроизвольного протекания процессов. Понятие об энергии Гиббса. Энтальпийный и энтропийный факторы протекания процессов. Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении: Вг2 + КОН → KBrO3 + KBr + Н2О |
Экзаменационный билет № 16 Вопрос 1. Термодинамика процессов растворения газов, жидкостей и кристаллических веществ в воде. Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении: Cl2 + KOH → KCl + КСlO + H2O |
Экзаменационный билет № 17 Вопрос 1. Понятие о растворах и способы выражения их состава: массовая доля, молярность, нормальность. Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении: СrO3 + NH3 → Cr2O3 + N2 + H2O |
Экзаменационный билет № 18 Вопрос 1. Дисперсные системы. Вопрос 2. На сколько градусов надо повысить температуру, чтобы скорость реакции возросла в 625 раз при температурном коэффициенте скорости реакции, равном 5. |
Экзаменационный билет № 19 Вопрос 1. Комплексные соединения. Вопрос 2. Осуществить превращения: Mn(OH)2 → MnCl2 → Mn → MnSO4 → Mn(OH)2 → MnO |
Экзаменационный билет № 20 Вопрос 1. Основы химической кинетики. Скорость химической реакции, константа скорости и её зависимость от температуры и катализатора. Уравнение Аррениуса. Понятие об энергии активации. Вопрос 2. Вычислить массовую долю вещества в 10 н серной кислоте (ρ = 1,29) |
Экзаменационный билет № 21 Вопрос 1. Химическое равновесие. Константа равновесия, смещение равновесия. Влияние концентрации, температуры и давления на равновесие. Принцип Ле Шателье. Вопрос 2. Осуществить превращения: NiCl2 → Ni → NiSO4 → Ni(OH)2 → Ni(NO3)2 → NiO. |
Экзаменационный билет № 22 Вопрос 1. Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей с точки зрения химического равновесия. Степень диссоциации, константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Вопрос 2. Расставьте коэффициенты в уравнении: Са + H2SO4 → CaSO4 + H2S + Н2О |
Экзаменационный билет № 23 Вопрос 1. Гидролиз. Расчёты рН. Вопрос 2. Осуществить превращения: Al → Al2O3 → AlCl3 → Al(OH)3 → NaАl(OH)4 |
Экзаменационный билет № 24 Вопрос 1. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Метод ионно-электронного баланса при составлении уравнений ОВР. Роль среды в ОВР. Вопрос 2. Осуществить превращения: K2CO3 → CO2 → СаСО3 → СаО → Са(ОН)2 → СаС12 |
Экзаменационный билет № 25 Вопрос 1. Понятие об электролизе. Электролиз расплавов бескислородных солей, водных растворов кислот, щелочей и солей. Законы электролиза. Вопрос 2. Осуществить превращения: Сu(NO3)2 → NO2 → HNO3 → Fe(NO3)2 → Fe(OH)2 → FeCl2 |
1.11 Вопросы к экзамену.
Ответы на вопросы необходимо обязательно иллюстрировать примерами с использованием химических веществ и при необходимости - химическими уравнениями реакций. Необходимо обратить внимание на химическую грамматику - знание химических знаков и соответствующих формул веществ.
1.13 Тематика рефератов.
1. Переходные элементы в природе, их применение.
2. Аллотропия р – элементов периодической системы.
3. Энергетика химических и фазовых превращений.
4. Способы обратного преобразования водорода в энергию.
5. Магнитные и оптические свойства комплексных соединений.
6. Экологические проблемы получения чистых металлов путём электролиза.
7. Очистка сточных вод от ионов меди.
8. Превращения серосодержащих веществ в природных водах и их фоновое содержание.
9. Дисперсные системы.
10. Влияние загрязнений атмосферы на поверхность земли.
11. Экологические « ловушки »: тяжёлые металлы, газы, пестициды.
1.14 Примерная тематика курсовых работ.
1.15 Примерная тематика квалификационных (дипломных) работ.
1.16 Методика исследования.
По учебному плану выполнение не предусмотрено.
1.17 Балльно-рейтинговая система, используемая преподавателем для оценивания знаний студентов по данной дисциплине.
Модуль 1 «Общая химия»
Посещение лекций – 120 баллов (по 4 балла за каждую)
Работа на практических занятиях (семинарах) – до 10 баллов (итого 90 баллов)
Самостоятельная работа студента:
ПЗ №1 – до10 баллов.
ПЗ №2 – до 10 баллов.
ПЗ №3 – до 10 баллов.
ПЗ №4 – до 10 баллов.
ПЗ №5 – до 10 баллов.
ПЗ №6 – до 10 баллов.
ПЗ №7 – до 10 баллов.
ПЗ №8 – до 10 баллов.
ПЗ №9 – до 10 баллов.
Работа на лабораторном занятии – до 5 баллов (итого 50 баллов)
Самостоятельная работа студента, в том числе защита лабораторной работы, выполнение заданий, ответы на контрольные вопросы):
ЛБ №1 – до10 баллов.
|
Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 |
