[1] не способное проводить электрический ток;

[2] образующее при диссоциации в водном растворе из анионов только гидроксид-ионы;

[3] образующее при диссоциации в водном растворе катионы металлов;

[4] не растворимое в воде.

40. Многоосновные кислоты и основания в отличие от одноосновных диссоциируют...

[1] практически мгновенно;

[2] очень медленно;

[3] ступенчато;

[4] практически не диссоциируют.

41. Ортофосфорная кислота диссоциирует по трем ступеням, при этом константы диссоциации по каждой ступени связаны соотношением:

[1] К1 > К2 < К3;

[2] К1 < К2 > К3

[3] К1 < К2 < К3;

[4] К1> К2 > К3.

42. Водные растворы многих солей могут иметь щелочную или кислую среду. Причиной этого является...

[1] электролиз солей;

[2] диспропорционирование солей;

[3] гидролиз солей;

[4] гидратирование солей.

43. Водный раствор соли имеет нейтральную реакцию, если соль образована...

[1] сильным основанием и слабой кислотой;

[2] сильным основанием и сильной кислотой;

[3] слабым основанием и слабой кислотой;

[4] слабым основанием и сильной кислотой.

4.  Какое вещество практически полностью гидролизуется в водном растворе?

[1]Al2S3;

[2] таких веществ не существует; j

[3] КС1;

[4] H2SО4.

45. При сливании двух растворов, содержащих соответственно 2 моля бромида алюминия и 3 моля карбоната калия, при легком нагревании...

[1] образуется осадок и выделяется газ;

[2] образуется осадок, но газ не выделяется;

[3] выделяется газ, но осадок не образуется;

НЕ нашли? Не то? Что вы ищете?

[4] не происходит никаких видимых изменений.

46. Водные растворы какой пары перечисленных солей имеют одинаковую реакцию (кислую, щелочную или нейтральную)?

[1] NH4ClО4, К3РО4;

[2] Zn(NO3)2, NaHSO4;

[3] CuSO4, BaBr2;

[4] Fe2(SО4)3, Na2CО3.

47. Работы каких ученых в наибольшей степени способствовали развитию теории диссоциации электролитов?

[1] Менделеева и Мозли;

[2] Аррениуса и Дебая;

[3] Резерфорда и Шредингера;

[4] Фарадея и Нернста.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ ПРОЦЕССЫ

1. Химические реакции, протекающие с изменением степени окисления элементов, входящих в состав реагирующих веществ, называют...

[1] кинетическими;

[2] стехиометрическими;

[3] окислительно-восстановительными;

[4] ионными.

2. Любая окислительно-восстановительная реакция (ОВР) включает два процесса:

[1] гидролиз и диссоциацию;

[2] ионизацию и диссоциацию;

[3] окисление и восстановление;

[4] выделение и поглощение теплоты.

3. Окислитель — это атом, молекула или ион, который...

[1] увеличивает свою степень окисления;

[2] принимает электроны;

[3] окисляется;

[4] отдает свои электроны.

4. Степень окисления — это...

[1] отрицательный логарифм концентрации ионов окислителя в растворе;

[2] условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что все связи в молекуле — ионные;

[3] число, показывающее, сколькими одновалентными атомами может соединиться атом данного элемента;

[4] условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что все связи в молекуле _ ковалентные.

5. К важнейший восстановителям относятся...

[1] оксид марганца (IV), оксид углерода (IV) и оксид кремния (IV);

[2] вода, царская водка и олеум;

[3] перманганат калия, манганат калия и хромат калия;

[4] аммиак, щелочные и щелочно-земельные металлы.

6. Из перечисленных ниже веществ самым сильным окислителем является

[1] плавиковая кислота;

[2] фтор;

[3] кислород;

[4] платина.

7. Степени окисления кислорода: а) в воде, б) в пероксиде водорода соответственно равны...

[1] а) -2; б) -2;

[2] а) -2; б) +2;

[3] а) -2, б) -1;

[4] а) +2; б) 0.

8. Степени окисления хрома: а) в хромате калия, б) в дихромате калия соответственно равны...

[1] а) +6; б) +6;

[2] а) +6; б) +3;

[3] а) +3; б) +6;

[4] а) -6; б) +6.

9. Степени окисления марганца: а) в перманганате калия, б) в манганате натрия соответственно равны...

[1] а) +7; б) +6;

[2] а) -+7; б) +4;

[3] а) +6; б) +7;

[4] а) +7; б) +7.

10. Различают три типа окислительно-восстановительных реакций (ОВР):

[1] обмена, разложения и соединения;

[2] молекулярные, ионные и электронные;

[3] межмолекулярные, внутримолекулярные и диспропорционирования;

[4] этерификации, нейтрализации и самоокисления-самовосстановления.

11. Из представленных ниже реакций к ОВР диспропорционирования (т. е. самоокисления-самовосстановления) принадлежит...

[1] S + 2НN03(конц) = H2S04 + 2NO↑;

[2] Mg + S = MgS;

[3] 2Н2O2 = 2Н2О + О2↑;

[4] 6KOH +3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O.

12. При пропускании хлора через горячий раствор щелочи возможна реакция:

[1] 6КОН + 3С12 = 5КСl + KClO3 + ЗН2О;

[2] 2КОН + С12 = КСl + КН + НСlO2;

[3] 2КОН + С12 = КСl + КОС1 + Н2О;

[4] такая реакция не идет.

13. При взаимодействии цинка с концентрированной азотной кислотой протекает следующая реакция:

[1] 3Zn + 8HNO3 = 3Zn(NO3)2 + 2NO + 4H2O;

[2] 4Zn + 10HNO3 = 4Zn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O;

[3] Zn + 2HNO3 = Zn(NO3)2 + H2;

[4] Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O.

14. При взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью происходит следующая реакция:

[1] 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑ + 4H2O;

[2] Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2N02↑ + 2H2O;

[3] Сu + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2↑;

[4] реакция невозможна, поскольку в ряду активности металлов медь находится правее водорода.

15. При попадании железной стружки в сильно нагретую концентрированную серную кислоту возможен следующий процесс:

[1] Fe + H2SO4 = FeSO4 + Н2↑;

[2] Fe + 2H2SO4 = FeSO4 + SO2↑ + 2H2O;

[3] железо пассивируется концентрированной серной

кислотой, поэтому реакция не происходит;

[4] 2Fe + 6H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 3SO2↑ + 6H2O.

16. Ниже перечислены вещества, способные проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства:

[1] Н2О, Li, HNO3;

[2] Н2О2, SO2, HNO2;

[3] F2, HF, HC1O;

[4] Na, Ne, O3.

17. Приведите пример слабой кислоты, обладающей сильными окислительными свойствами:

[1] плавиковая кислота;

[2] НСlO4;

[3] НСlО;

[4] HNO3.

18. Укажите уравнение реакции, в которой атом-окислитель и атом-восстановитель находятся в составе одной и той же молекулы.

[1] 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2↑

[2] 2КСlO3 = 2КСl + 3O2↑;

[3] CuO + СО = Сu + СО2↑;

[4] NaOH + НСl = NaCl + Н2О.

19. Стехиометрические коэффициенты ОВР подбирают, используя методы электронного или электронно-ионного баланса (последний называют также методом полуреакций). Метод полуреакций имеет два преимущества по сравнению с методом электронного баланса:

[1] возможность определять степени окисления эле­ментов; возможность находить коэффициенты в реакциях диспропорционирования;

[2] возможность находить коэффициенты в твердофазных реакциях; возможность находить коэф­фициенты во внутримолекулярных ОВР;

[3] нет необходимости определять степени окисления элементов, поскольку расчет числа электронов проводится по закону сохранения заряда; автома­тически находятся все коэффициенты в сокращенном ионном уравнении ОВР;

[4] возможность находить коэффициенты в реакциях этерификации; автоматически находятся все ко­эффициенты в любой органической реакции.

20. Окисление пирита концентрированной азотной кислотой протекает по схеме: FeS2 + HNO3 →Fe(NO3)3 + H2S04 + NO2↑ + H2O. Используя метод полуреакций, получите сокращенное ионное уравнение для данной ОВР:

[1] Fe2+ + 15NO3- = Fe3+ + 15NO2↑;

[2] Fe2++2S-1+15NO3-+30H+=Fe3++2S+6+15NO2 +15H2O;

[3] Fe2+ + 2S-1 + 15N+5 = Fe3+ + 2S+6 + 15N+4;

[4] FeS2+15NO3-+14H+= Fe3++2SO42-+15NO2↑ +7H2O.

21. Перманганат калия в кислой среде, восстанавливается до...

[1] манганат-иона МnО42-;

[2] оксида марганца (II) МnО;

[3] катиона Mn2+;

[4] оксида марганца (IV) МnО2.

23. Дихромат калия в кислой среде, восстанавливается до...

[1] хромат-иона СгО42-;

[2] тетрагидроксихромит-иона [Сr(ОН)4]- ;

[3] оксида хрома (III) Сг2O3;

[4] катиона Сг3+.

24. Любую полуреакцию окисления или восстановления можно записать в виде Ох + nē → R, где Ох - окислитель, R - продукт его восстановления. Каждая такая полуреакция количественно характеризуется...

[1] степенью окисления;

[2] валентностью окислителя;

[3] стандартным окислительно - восстановительным по­тенциалом;

[4] числом Фарадея.

25. Стандартный окислительно - восстановительный (0В) потенциал обозначают Е0 (размерность вольт, B). Чем больше E0 для реакции Ох + nē → R, где Ох - окислитель, R - продукт его восстановления,...

[1] тем сильнее Ох как окислитель, и тем слабее R как восстановитель;

[2] тем слабее Ох как окислитель, и тем сильнее R

как восстановитель;

[3] тем меньшее количество продукта восстановления

окислителя образуется в ОВР;

[4] тем меньше степень окисления элемента-окисли­теля.

26. За точку отсчета стандартных OВ потенциалов принято значение Е° полуреакции 2H+ + 2ē → Н2, равное...

[1] 8,31 В;

[2] нулю;

[3] 22,4 В;

[4] 6,02 × 1023 В.

27. По отношению к полуреакции 2H+ + 2ē → Н2 одни вещества ведут себя как окислители, другие - как восстановители. Вещества, выступающие по отношению к водороду: а) как восстановители, б) как окислители имеют...

Из за большого объема этот материал размещен на нескольких страницах:
1 2 3 4 5 6 7 8 9