![]() Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ![]() ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву ![]() Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
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 (ΔHо(MgO) = –635,1 кДж/моль, ΔHо(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 С2Н4(г) + Н2О(г) ↔ С2Н5ОН(г), ΔHо < 0 при увеличении температуры сместится +: в сторону исходных веществ -: изменится неоднозначно -: в сторону продуктов реакции -: не сместится.
I: {{8}} S: Изменение энергии Гиббса (ΔGо) реакции CH4(г) + 2O2(г) = CO2(г) + 2H2O(г); ΔHо= –802,2 кДж (Sо(CO2) = 213,66 Дж/моль×K; Sо(H2O) = 188,72 Дж/моль×K; Sо(CH4) = 186,27 Дж/моль×K; Sо(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 Н2(г) + Сℓ2(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 40о скорость реакции увеличилась в 16 раз, равен
-: 8; -: 4; +: 2; -: 3.
I: {{11}} S: Выражение константы равновесия реакции CO2(г) + CaO(кр) ↔ CaCO3(кр) -: Кр = [CO2] [CaO]/[CaCO3]; -: Кр = [CO2]/[CaCO3]; +: Кр = 1/[CO2]; -: Кр = [CaO]/[CaCO3].
I: {{12}} S: Равновесие реакции 2ZnS(кр) + 3O2(г) ↔ 2ZnO(кр) + 2SO2(кр), ΔHо < 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 С2Н4(г) + Н2O(ж) ↔ С2Н5OН(ж), ΔHо = -44 кДж, равно -: 44; -: 22; +: 88; -: 66.
I: {{15}} S: Концентрацию SO2 для увеличения скорости прямой реакции 2SO2(г) + O2(г)«2SO3(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) + Н2(г) ↔ СН3OН(г), ΔHо < 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 (DHо) реакции 2Mg(кр) + CO2(г) = 2MgO(кр) + С(графит) (ΔHо(CO2) = –393,5 кДж/моль; ΔHо(MgO) = –601,8 кДж/моль) равен -: +810,1 кДж; -: +405,1 кДж; +: –810,1 кДж; -: –405,1 кДж.
I: {{21}} S: Изменение энергии Гиббса (ΔGо) реакции CO2(г) + 2SO2(г) = CS2(г) + 3O2(г); ΔH°= 1104 кДж (Sо(CO2) = 213,66 Дж/моль×K; Sо(SO2) = 248,07 Дж/моль×K; Sо(CS2) = 237,77 Дж/моль×K; Sо(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 2Н2(г) + О2(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 20о +: 4; -: 8; -: 16; -: 32.
I: {{26}} S: Выражение константы равновесия реакции 2CO (г) + O2 (г) ↔ 2CO2(г) +: Кр = [CO2]²/[CO]²[O2]; -: Кр = [CO2]/[CO]; -: Кр = 1/[CO2]; -: Кр = [CO]/[CO2].
I: {{27}} S: Равновесие реакции CO2(г) + CaO(кр) ↔ CaCO3(кр), ΔHо < 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 2SO2(г) + O2 (г) ↔ 2SO3(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) + 4NO2(г) + О2(г), ΔHо > 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 CaCO3(кр) ↔ CO2(г) + CaO(кр), ΔHо > 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 10о 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 10о 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) + Сℓ2(г) ↔ CОCℓ2(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) = CO2(г) + 2N2(г); ΔHо = –557,5 кДж (ΔHо(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) + O2(г) ↔ 2H2O(г) +2Cℓ2(г); ΔHо = –114,42 кДж (Sо(Сℓ2) = 222,98 Дж/моль×K; Sо(H2O) = 188,72 Дж/моль×K; Sо(HCℓ) = 186,79 Дж/моль×K; Sо(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) + Сℓ2(г) ↔ CОCℓ2(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 30о скорость реакции увеличилась в 64 раз, равен -: 8; -: 4; -: 2; +: 4. I: {{43}} S: Выражение для константы равновесия реакции 2NO (г) + O2 (г) ↔ 2NO2(г) +: Кр = [NO2]²/[NO]²[O2]; -: Кр = [NO2]/[NO]; -: Кр = 1/[NO2]; -: Кр = [NO]/[NO2].
I: {{44}} S: Реакция, для которой повышение давления вызовет смещение равновесия вправо -: 2NF3(г) + 3H2(г) ↔ 6HF(г) + N2(г); -: CH4(г) + 4S(т) ↔ CS2(г) + 2H2S(г); +: 2NO(г) + Cℓ2(г) ↔ 2NOCℓ(г); -: 2O3(г) ↔3O2(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 C2Н4(г) + Н2O(г) ↔ C2Н5OН(г), ΔHо < 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 (DGо) реакции NH3(г) + HCℓ(г) = NH4Cℓ(кр); ΔHо= –175,97 кДж (Sо(NH4Cℓкр) = 95,81 Дж/моль×K; Sо(NH3(г)) = 192,66 Дж/моль×K; Sо(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 CO2(г) + 2SO2(г) ↔ CS2(г) + 3O2(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) + O2 (г) ↔ 2SO3(г) +: Кр = [SO3]²/[SO2]²[O2]; -: Кр = [SO3]/[SO2]; -: Кр = 1/[SO2]; -: Кр = [SO2]/[SO3].
I: {{57}} S: Равновесие реакции CO2(г) + MgO(кр) ↔ MgCO3(кр), ΔHо < 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 KCℓO4(тв) = KCℓ(тв) + 2O2(г), ΔHо = +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 (ΔHо(СаСО3) = -1206,8 кДж/моль, ΔHо(СаО) = -635,1 кДж/моль, ΔHо(СО2) = -393,5 кДж/моль), равен +: 22,4; -: 11,2; -: 16,8; -: 5,6.
I: {{60}}
S: Равновесие в системе С2Н2(г) + Н2О(г) ↔ С2Н5ОН(г) , ΔHо < 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 СаСО3(тв) = СаО(тв) + СO2(г), ΔHо = +178,2 кДж (ΔHо(СаСО3) = -1206,8 кДж/моль, ΔHо(СаО) = -635,1 кДж/моль, ΔHо(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 PCℓ5(г) ↔ PCℓ3(г) + Cℓ2(г); ΔHо = 92,59 кДж (Sо(Cℓ2) = 222,98 Дж/моль×K; Sо(PCℓ5) = 364,47 Дж/моль×K; Sо(PCℓ3) = 311,71 Дж/моль×K) -: 688,3 K; +: 543,9 K; -: 888,5 K; -: 900,0 K.
I: {{77}} S: Скорость прямой реакции Н2(г) + Br2(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 30о скорость реакции уменьшилась в 27 раз, равен -: 8; -: 4; -: 2; +: 3.
I: {{79}} S: Выражение константы равновесия реакции CO (г) + Cℓ2 (г) ↔ COCℓ2(г) +: Кр = [COCℓ2]/[CO][Cℓ2]; -: Кр = [CO]/[Cℓ2]; -: Кр = 1/[COCℓ2]; -: Кр = [CO]/[COCℓ2].
I: {{80}} S: Реакция, для которой изменение объёма системы не вызовет смещения равновесия -: 2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(г); -: N2O4(г) ↔ 2NO2(г); +: H2(г) + Сℓ2(г) ↔ 2HCℓ(г); -: N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(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: ΔНо = åΔ R3: υt2 = υt1gt2 – t1/10 R4: Росм = 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: ΔНо = åΔ R2: υt2 = υt1gt2 – t1/10 R3: υ = k [A]a[B]b R4: Росм = 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: υt2 = υt1gt2 – t1/10; R3: DНо = å∆ R4: Росм = 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) ↔ Н2(г) + Cℓ2(г); DHо = –184,62 кДж (Sо(Cℓ2) = 222,98 Дж/моль×K; Sо(Н2) = 130,52 Дж/моль×K; Sо(НCℓ) = 186,79 Дж/моль×K), равна -: 6883 K; -: 5439 K; -: 8885 K; +: 9231 K.
I: {{89}} S: Скорость прямой реакции CO2(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 50o скорость реакции увеличилась в 32 раза, равен -: 5; -: 4; +: 2; -: 3.
I: {{91}} S: Константа равновесия реакции 4HCℓ(г) + O2(г) ↔ 2H2O(г) + 2Сℓ2(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 -: 2SO2(г) + O2(г) ↔ 2SO3(г) и H2(г) + Сℓ2(г) ↔ 2HCℓ(г); -: N2O4(г) ↔ 2NO2(г) и N2(г) + 3H2(г) ↔ 2NH3(г); -: PCℓ5(г) ↔ PCℓ3(г) + Cℓ2(г) и 2CO(г) +O2(г) ↔ 2CO2(г); +: H2(г) + J2(г) ↔ 2HJ(г) и N2(г) + O2(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 (ΔHо(СаO) = –601,5 кДж/моль, ΔHо(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 CO2(г) + 2SO2(г) ↔ CS2(г) + 3O2(г); ΔHо= 1104 кДж (Sо(CO2) = 213,66 Дж/моль×K; Sо(SO2) = 248,07 Дж/моль×K; Sо(CS2) = 237,77 Дж/моль×K; Sо(O2) = 205,04 Дж/моль×K), равна (запишите число с точностью до целых) ### +: 7715
I: {{102}} S: Скорость прямой реакции Н2(г) + J2(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 60j 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 -: PCℓ5(г) ↔ PCℓ3(г) + Cℓ2(г) ; +: H2(г) + J2(г) ↔ 2HJ(г); -: 2CO(г) +O2(г) ↔ 2CO2(г); -: 2NО(г) + O2(г) ↔ 2NO2 (г).
I: {{106}} S: Равновесие реакции CO2(г) + CaO(кр) ↔ CaCO3(кр), ΔHо < 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 (ΔHо(ZnO) = –350,6 кДж/моль; ΔHо(CdO) = -260,0 кДж/моль; ΔHо(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) + 4NO2(г) + O2(г), ΔHо > 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 (DSо) реакции NH3(г) + HCℓ(г) = NH4Cℓ(кр) (Sо(NH4Cℓ(кр)) = 95,81 Дж/моль×K; Sо(NH3(г)) = 192,66 Дж/моль×K; Sо(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 Н2(г) + Сℓ2(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) + H2 (г) ↔ H2O(г) + C (графит) +: Кр = [H2O]/[CO][H2]; -: Кр = [CO]/[C]; -: Кр = 1/[H2O]; -: Кр = [CO]/[H2O].
I: {{121}} S: Равновесие реакции СО(г) + 3H2(г) ↔ СH4(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}}
|
|||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2017-02-05; просмотров: 762; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 3.128.255.24 (0.598 с.) |