- •Тема 1. Атомно-молекулярное учение и стехиометрия
- •Тема 2. Классификация и номенклатура неорганических соединений
- •1) Mg(oh)no3 2) Al(hso4)3 3) (nh4)2so4 4) TiOCl2
- •1) AlОнso4 2) (CuOh)2co3 3) кнso3 4) Cа(hco3)2 5) nh4Cl
- •1) Hi 2) h2SeO3 3) h2s 4) hClO4 5) h3po3 6) hcn
- •1) Koh 2) Al(oh)3 3) Cr(oh)3 4) Mg(oh)2 5) hClO4
- •1) NaOh 2) ZnO 3) hno3 4) SiO2 5) BaO 6) Zn(oh)2
- •1) Na3po4 2) kBr 3) kno3 4) Na2so4 5) NaCl
- •1) CaCo3 2) NaNo3 3) nh4Cl 4) h2SiO3
- •Тема 3. Окислительно-восстановительные реакции
- •Тема 4. Строение атомов, периодический закон и периодическая система д.И. Менделеева
- •1) Главное 2) орбитальное 3) магнитное 4) спиновое
- •1) Главное 2) орбитальное 3) магнитное 4) спиновое
- •Тема 5. Химическая связь и строение вещества
- •1) Хлорид калия 2) кислород 3) азот 4) аргон
- •1) Сероводород 2) углекислый газ 3) аммиак 4) хлороводород
- •1) Алмаз 2) сахар 3) поваренная соль 4) йод 5) железо
- •1) Кремний 2) йод 3) поваренная соль 4) железо
- •Тема 6. Основы химической термодинамики
- •Тема 7. Химическое равновесие
- •Тема 8. Основы химической кинетики
- •Тема 9. Способы выражения концентрации растворов
- •Тема 10. Образование и свойства растворов неэлектролитов и электролитов
- •Тема 11. Реакции в растворах электролитов
- •1) NaOh 2) NaNo3 3) NiCl2 4) ch3cook
- •1) KCl 2) Na3po4 3) ZnCl2 4) CuSo4 5) Na2SiO3
- •1) Cr2(so4)3 2) Na2so4 3) NaNo3 4) AlCl3 5) NaNo2
- •1) Na2SiO3 2) Na2so4 3) ZnSo4 4) FeCl3
- •1) Na2SiO3 2) Na2so4 3) ZnSo4 4) FeCl3 5) kno3
- •Тема 12. Электрохимические процессы
- •1) Na2so4 2) CuCl2 3) kno3 4) NiBr2
- •1) Cr 2) Fe 3) Ni 4) CrCl3 5) h2so4 6) NiSo4
Тема 6. Основы химической термодинамики
1. При взаимодействии 10 г кальция с кислородом выделилось 160 кДж тепла. Вычислите
количество образовавшегося оксида кальция (моль) |
0,25 |
стандартную энтальпию образования оксида кальция (кДж/моль) |
–641,3 |
2. При взаимодействии 5,6 л водорода с кислородом выделилось 60,5 кДж тепла. Вычислите
массу образовавшихся паров воды (г) |
4,5 |
стандартную энтальпию образования газообразной воды (кДж/моль) |
242 |
3. При окислении магния израсходовалось 224 л кислорода (н.у.), при этом выделилось 12040 кДж тепла. Определите
стандартную энтальпию образования оксида магния |
–602 |
массу сгоревшего магния (г) |
486 |
4. По термохимическим уравнениям
1) 2Р(к) + 3Cl2(г) = 2РСl3(г); DН° = –635,6 кДж
2) РСl3(г) + Сl2(г) = РСl5(г); DН° = –86,9 кДж
определите (кДж/моль)
энтальпию разложения РСl3 на простые вещества |
317,8 |
стандартную энтальпию образования РСl5 |
–366,9 |
5. По стандартным энтальпиям образования (кДж/моль) углекислого газа (–393,5) и воды (–285,8) и энтальпии реакции горения этана (–1560 кДж) вычислите
стандартную энтальпию образования С2Н6 |
–82,9 |
количество тепла, выделяющегося при сжигании 100 л С2Н6 |
6964,3 |
6. По термохимическим уравнениям
1) PCl3(г) + Cl2(г) = PCl5(г); ∆H° = –86,9 кДж
2) P(к) + 3/2Cl2(г) = PCl3(г); ∆H° = –317,8 кДж
определите
энтальпию образования хлорида фосфора (V) |
–366,9 |
изменение энтропии в первой реакции (1. ∆S° < 0; 2. ∆S° > 0; 3. ∆S° ≈ 0) |
1 |
7. При сжигании 1,2 кг низкосортного угля, содержащего примеси, выделилось 31480 кДж тепла. Горение угля описывается уравнением
C(графит) + O2(г) = CO2(г); ∆Н°= –393,5 кДж/моль.
Вычислите
массу углерода в угле (кг) |
0,96 |
массовую долю примесей в угле (%) |
20 |
8. По термохимическим уравнениям реакций
1) N2O4(г) + 0,5O2(г) + H2O = 2HNO3(ж); ∆Н° = –81,8 кДж
2) NO(г) + 0,5O2(г) = NO2(г); ∆Н° = –56,7 кДж
3) 2NO(г) + 1,5O2(г) + H2O(г) = 2HNO3(ж); ∆Н° = –241,2 кДж
вычислите энтальпии реакций (кДж)
2NO2(г) = N2O4(г) |
–46 |
NO2(г) = NO(г) + 1/2O2(г) |
56,7 |
9. По термохимическим уравнениям
1) Ca(OH)2(к) = CaO(к) + H2O(ж); ∆H°1 = 65,3кДж
2) Сa(OH)2(к) + СO2(г) = CaСO3(к) + H2O(ж); ∆H°2 = –112,1 кДж
3) CaO(к) + СO2(г) = CaСO3(к); ∆H°3 = ?
определите (кДж)
энтальпию третьей реакции |
–177,4 |
количество тепла, необходимого для разложения 200 г Са(ОН)2 |
176,3 |
10. По стандартным энтальпиям образования (кДж/моль) этилена (–52,3), углекислого газа (–393,5) и воды (–285,8) вычислите (кДж)
энтальпию реакции горения этилена |
–1306,3 |
количество тепла, выделяющегося при сжигании 200 л С2Н4 |
11663,4 |
11. По термохимическим уравнениям
1) С(графит) + О2(г) = СО2(г); DН° = –393,5 кДж
2) С(алмаз) + О2(г) = СО2(г); DН° = –395,3 кДж
вычислите
энтальпию превращения графита в алмаз |
1,8 |
количество тепла, выделяющегося при сгорании 48 г графита |
1574 |
12. По стандартным энтальпиям образования (кДж/моль) оксида железа Fe2O3 (–821,3) и Н2О(г) (–241,8) вычислите (кДж)
энтальпию реакции восстановления Fe2O3 водородом |
95,9 |
какое количество тепла поглощается при получении 1 кг железа |
856,25 |
13. Сероводород сгорает по реакции
H2S(г) + 3/2O2(г) = H2O(г) + SO2(г)
Стандартные энтальпии образования соединений (кДж/моль) равны -20,6 (H2S), -241,8 (H2O), -296,9 (SO2). Вычислите (кДж)
энтальпию реакции |
–518 |
количество тепла, выделяющегося при сгорании 1 м3 (н.у.) сероводорода |
23129 |
14. Оксид азота (V) можно получить по реакции
2NO(г) + O3(г) = N2O5(к)
Стандартные энтальпии образования соединений (кДж/моль) равны: 90,2 (NO), 142,3 (O3) и –42,7 (N2O5). Вычислите (кДж)
энтальпию реакции |
–365,4 |
количество тепла, выделяющегося при получении 1 кг продукта |
3383,3 |
15. Водород в промышленности получают конверсией метана
CH4(г) + H2O(г) = 3H2(г) + CO(г)
Стандартные энтальпии образования соединений (кДж/моль) равны 74,95 (CH4), -241,81 (H2O) и
-110,53 (CO). Вычислите (кДж)
энтальпию реакции |
56,3 |
какое количество тепла поглощается при получении 1 м3 водорода (н.у.) |
838,2 |
16. По термохимическим уравнениям реакций
1) Ca(OH)2(к) = CaO(к) + H2O(ж); ∆Н° = 65,3 кДж
2) CaO(к) + CO2(г) = CaCO3(к); ∆Н° = –174,5 кДж
3) Ca(OH)2(к) + 2CO2(г) = Ca(HCO3)2(к); ∆Н° = –128,0 кДж
вычислите
энтальпию реакции CaCO3(к) + CO2(г) + H2O(ж) = Ca(HCO3)2(к) |
–18,8 |
количество воды (моль), образующейся в первой реакции при поглощении 653 кДж тепла |
10 |
17. Стандартные энтальпии образования серного ангидрида, воды и серной кислоты равны –396, –285 и –814 кДж/моль, соответственно. Вычислите
энтальпию реакции SO3(г) + H2O(ж) = H2SO4(ж) |
–133 |
какое количество тепла (МДж) выделится при получении одной тонны серной кислоты |
1357 |
18. По уравнению реакции и стандартным энтальпиям образования веществ
2С2H2(г) + 5O(г) = 4СO2(г) + 2H2O(г)
∆fН°, кДж/моль –226,0 0 –393,5 –241,8
вычислите (кДж)
энтальпию реакции |
–1605,6 |
какое количество тепла выделяется при сгорании 1 м3 C2H2 |
35839 |
19. По уравнению реакции и стандартным энтальпиям образования веществ
C2H4(г) + H2O(ж) = C2H5OH(ж)
∆fН°, кДж/моль 52,3 –285,8 –227,6
вычислите (кДж)
энтальпию реакции |
5,9 |
какое количество тепла выделяется при сгорании 100 л (н.у.) этилена |
26,3 |
20. Приведены справочные значения термодинамических констант веществ
Вещество |
∆fН°, кДж/моль |
S°, Дж/(моль∙К) |
WO3(к) W(к) Н2(г) Н2О(г) |
–840,3 0 0 –241,8 |
83,3 33,5 130,6 188,8 |
Для реакции восстановления WO3 водородом вычислите
энтальпию (кДж) |
114,9 |
изменение энтропии (Дж/К) |
124,8 |
21. Приведены справочные значения термодинамических констант веществ
Вещество |
∆fН°, кДж/моль |
S°, Дж/(моль∙К) |
Fe2O3(к) CO(г) СО2(г) Fe(к) |
–821,3 –110,5 –393,5 0 |
89,8 197,5 213,7 27,2 |
Для реакции восстановления Fe2O3 оксидом углерода (II) вычислите
энтальпию (кДж) |
–27,7 |
изменение энтропии (Дж/К) |
13,2 |
22. По термохимическому уравнению
СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г); ∆Н° = -802,3 кДж
вычислите, какое количество тепла выделится
при сгорании 2,24 л метана (н.у.) |
80,2 |
при образовании 1 моль воды |
401,2 |
23. Синтез аммиака из простых веществ по реакции
1/2N2(г) + 3/2H2(г) D NH3(г); ∆Н° = –46 кДж
является обратимым каталитическим процессом. Определите
влияние катализатора на энтальпию реакции (1 – влияет на знак, 2 – влияет на значение, 3 – не влияет) |
3 |
количество тепла, выделяющегося при образовании 44,8 л (н.у.) аммиака |
92 |
24. По термохимическому уравнению реакции горения серы
S(к) + O2(г) = SO2(г); ∆Н° = -297 кДж
вычислите
количество тепла, выделяющегося при сгорании 320 г серы (кДж) |
2970 |
объём (н.у.) израсходованного при этом кислорода (л) |
224 |
25. Для данных реакций
1) Ca(OH)2(к)= CaO(к) + H2O(г) 2) CaO(к) + CO2(г) = CaCO3(к)
3) СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(ж) 4) MgCO3(к) = MgO(к) + CO2(г)
не проводя расчётов, укажите
Экзотермические |
32 |
протекающие с уменьшением энтропии |
23 |
26. Укажите реакции
1) N2(г) + O2(г) = 2NO(г) 2) NH4NO2(к) = N2(г) + 2H2O(г)
3) H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(ж) 4) 2С(графит) + O2(г) = 2CO(г)
5) 2NH3(г) = N2(г) + 3H2(г)
протекающие с увеличением энтропии |
245 |
эндотермические |
25 |
27. Укажите реакции
1) CaO(к) + CO2(г) = CaCO3(к) 2) CF4(г) = C(графит) + 2F2(г)
3) 2Н2S(г) + 3O2(г) = 2Н2О(г) + 2SO2(г) 4) C(графит) + 2Cl2(г) = CCl4(г)
протекающие с уменьшением энтропии |
134 |
экзотермические |
134 |
28. Не проводя расчетов, по термохимическим уравнениям
1) 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г) 2) 2NH3(г) = N2(г) + 3H2(г)
3) CH4(г) + 2O2(г) = 2H2O(г) + CO2(г) 4) MgCO3(к) = MgO(к) + CO2(г)
укажите реакции, в ходе которых
энтропия увеличивается |
24 |
поглощается тепло |
24 |
29. Для реакции 2NH3(г) = N2(г) + 3H2(г) укажите
изменение энтропии (1. ∆S° < 0; 2. ∆S° > 0; 3. ∆S° ≈ 0) |
2 |
направление протекания в изолированной системе (1 – вправо; 2 – влево; 3 – состояние равновесия) |
1 |
30. Для реакции 2H2(г) + O2(г) = 2H2O(г) укажите
изменение энтропии (1. ∆S° < 0; 2. ∆S° > 0; 3. ∆S° ≈ 0) |
1 |
направление протекания в изолированной системе (1 – вправо; 2 – влево; 3 – состояние равновесия) |
2 |
31. По уравнению реакции и термодинамическим константам веществ
4NH3(г) + 5O2(г) = 4NО(г) + 6H2O(г)
∆fН°, кДж/моль –45,9 0 91,3 –241,8
S°, Дж/(моль∙К) 192,7 205,0 210,6 188,7
Вычислите (кДж)
энтальпию реакции |
–902 |
энергию Гиббса при 300 К |
–956 |
32. По уравнению реакции и термодинамическим константам веществ
CaCO3(к) = CaO(к) + СО2(г)
∆fН°, кДж/моль –1206,8 –635,1 –393,5
S°, Дж/(моль∙К) 91,7 38,1 213,7
Вычислите (кДж)
энтальпию реакции |
178,2 |
энергию Гиббса при 1000 К |
18,1 |
33. По уравнению реакции и термодинамическим константам веществ
2NO(г) + О2(г) = 2NO2(г)
∆fН°, кДж/моль 91,3 0 34,2
S°, Дж/(моль∙К) 210,6 205,0 240,0
определите для температуры 300 К
энергию Гиббса (кДж) |
–70,3 |
направление пртекания реакции (1 – вправо, 2 – влево, 3 – состояние равновесия) |
1 |
34. По уравнению реакции и термодинамическим константам веществ
N2(г) + O2(г) = 2NО(г)
∆fН°, кДж/моль 0 0 91,3
S°, Дж/(моль∙К) 191,5 205,0 210,6
определите для температуры 1000 К
энергию Гиббса (кДж) |
157,9 |
направление протекания реакции (1 – вправо, 2 – влево, 3 – состояние равновесия) |
2 |
35. По термохимическому уравнению реакции и стандартным энтропиям веществ
CaCO3(к) = CaO(к) + СО2(г); ∆Нº = 178 кДж
S°, Дж/(моль∙К) 92 38 214
вычислите
изменение энтропии в ходе реакции (Дж/К) |
160 |
энергию Гиббса при 500 °С (кДж) |
54,3 |
36. По уравнению реакции и термодинамическим константам веществ
P2O5(к) + 3H2O(ж) = 2H3PO4(к)
∆fН°, кДж/моль –1492 –285 –1279
S°, Дж/(моль∙К) 114 70 110
вычислите (кДж)
энтальпию реакции |
–211 |
энергию Гиббса при 300 К |
–180 |
37. По уравнению реакции и термодинамическим константам веществ
2H2(г) + O2(г) = 2H2O(ж)
∆fН°, кДж/моль 0 0 –285,3
S°, Дж/(моль∙К) 130 205 70
вычислите (кДж)
энтальпию реакции |
–570,6 |
энергию Гиббса при 500 К |
–408,1 |
38. По уравнению реакции и термодинамическим константам веществ
3H2O(г) + 3F2(г) = 6HF(г) + O3(г)
∆fН°, кДж/моль –242 0 –271 142
S°, Дж/(моль∙К) 189 203 174 239
вычислите (кДж)
энтальпию реакции |
–758 |
энергию Гиббса при 300 К |
–790 |
39. По уравнению реакции и термодинамическим константам веществ
CaCO3(к) = CaO(к) + CO2(г)
∆fН°, кДж/моль –1207 –635,5 –393,5
S°, Дж/(моль∙К) 93,7 39,7 213,7
вычислите (кДж)
энтальпию реакции |
178 |
энергию Гиббса при 1200 К |
–13,6 |
40. Приведены термодинамические константы этанола, углерода, водорода и кислорода:
C2H5OH(ж) С(к) Н2(г) О2(г)
∆fН°, кДж/моль –227,6 0 0 0
S°, Дж/(моль∙К) 160,7 5,7 130,5 205
Для реакции образования этанола из простых веществ определите
изменение энтропии в ходе реакции (Дж/К) |
–344,7 |
энергию Гиббса при 100 °С (кДж) |
–99 |
41. Приведены справочные значения термодинамических констант веществ
Вещество |
∆fН°, кДж/моль |
S°, Дж/(моль∙К) |
WO3(к) W(к) Н2(г) Н2О(г) |
–840,3 0 0 –241,8 |
83,3 33,5 130,6 188,8 |
Для реакции восстановления WO3 водородом вычислите (кДж)
энтальпию |
114,9 |
энергию Гиббса при 1000 К |
–9,9 |
42. Приведены справочные значения термодинамических констант веществ
Вещество |
∆fН°, кДж/моль |
S°, Дж/(моль∙К) |
Fe2O3(к) CO(г) СО2(г) Fe(к) |
–821,3 –110,5 –393,5 0 |
89,8 197,5 213,7 27,2 |
Для реакции восстановления Fe2O3 оксидом углерода (II) вычислите (кДж)
энтальпию |
–27,7 |
энергию Гиббса при 1200 К |
–43,54 |
43. Укажите, протекание каких реакций из числа:
1) N2(г) + 3H2(г) = 2NH3(г); ∆Н° < 0 2) N2(г) + O2(г) = 2NO(г); ∆Н° > 0
3) 2NO(г) + O2(г) =2NO2(г); ∆Н° < 0 4) 2N2(г) + O2(г) = 2N2O(г); ∆Н° > 0
возможно при низких температурах |
13 |
невозможно при любых температурах |
24 |
44. Не проводя расчетов, укажите возможность самопроизвольного протекания реакций (1 – возможна при любых температурах, 2 - возможна при низких температурах, 3 - возможна при высоких температурах, 4 - невозможна)
N2(г) + O2(г) = 2NO(г); ∆Н° > 0 |
4 |
2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г); ∆Н° < 0 |
2 |
45. Не проводя расчетов, по термохимическим уравнениям
1) O2(г) + 2H2O(ж) = 2H2O2(ж); ∆Н° = 197 кДж
2) NO(г) + NO2(г) = N2O3(г); ∆Н° = –0,4 кДж
3) 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г); ∆Н° = –113,4 кДж
4) 2Cl2(г) + O2(г) = 2Cl2O(г); ∆Н° = 151,4 кДж
укажите реакции
возможные при низких температурах |
23 |
термодинамически невозможные |
14 |
46. Укажите, какие из приведенных реакций
1) N2(г) + O2(г) = 2NO(г); ∆H° > 0 2) 2NO(г) + O2(г) = 2NO2(г); ∆H° < 0
3) NO(г) + NO2(г) = N2O3(г); ∆H° < 0 4) 2NH3(г) = N2(г) + 3H2(г); ∆Н° > 0
могут протекать
при низких температурах |
23 |
в изолированной системе |
4 |
47. Для реакции NO(г) + NO2(г) = N2O3(г), протекающей при стандартных условиях в прямом направлении в неизолированной системе, определите
знак ∆H° (1 – ∆H° > 0, 2 – ∆H° = 0, 3 – ∆H° < 0) |
3 |
возможность протекания в изолированной системе (1 - возможно, 2 – невозможно, 3 – состояние равновесия) |
2 |
48. Для эндотермической реакции Fe2O3(к) + 3C(графит) = 2Fe(к) + 3CO(г) определите
при каких температурах возможно её протекание (1 - низких, 2 – высоких, 3 - любых) |
2 |
изменение энтропии (1 - уменьшается, 2 - увеличивается, 3 - не изменяется) |
2 |
49. По значениям стандартной энергии Гиббса образования соединений (кДж/моль)
1) NF3 (-82,4), 2) NO2 (51,5), 3) HNO3 (-80,8), 4) NH3 (-16,7)
расположите вещества в порядке увеличения их устойчивости |
2431 |
укажите вещество, не образующееся из простых веществ |
2 |
50. По значениям стандартной энергии Гиббса образования соединений (кДж/моль)
1) COS (-168), 2) CS2 (64), 3) COCl2 (-205), 4) CO2 (-394)
расположите вещества в порядке увеличения их устойчивости |
2134 |
укажите вещество, не образующееся из простых веществ |
2 |