Контрольная билеты по химии, номер: 351259

"Билет № 1.
1. Кинетика необратимых гомогенных процессов. Реакции нулевого, первого и второго порядка. Экспериментальное определение порядков реакций.
2. Характеристика газообразного состояния. Модель идеального газа. Газовые законы. Уравнение состояния идеального газа.
3. Диаграмма состояния воды. Коллигативные свойства растворов.
4. Предскажите знак изменения энтропии в следующих реакциях:
СаО + СО2 = СаСО3
2Н2Ог = 2Н2 + О2
NH3 + HC1г = NH4C1
СаОк + Н2Ож =Са(ОН)2к

Билет № 2.
1. Второй закон термодинамики. Предсказание возможности и направления термодинамического процесса.
2. Цепные реакции. Особенности кинетики цепных реакций. Свободные радикалы. Разветвленные и неразветвленные цепные процессы. Фотохимические процессы.
3. Реакция 2NOг + O2 г= 2NO2 г третьего порядка. Напишите уравнение скорости реакции и предскажите, как изменится скорость реакции при увеличении общего давления в 3 раза.
4. Диаграммы состав-давление пара, состав-температура кипения. Законы Коновалова. Азеотропные смеси. Перегонка растворов.

Билет № 3.
1. Сложные реакции. Особенности кинетики последовательных, двусторонних, сопряженных и параллельных реакций. Механизм реакции.
2. Кинетическая теория газов. Основное уравнение кинетической теории газов. Кинетическая интерпретация температуры. Средняя скорость движения молекул, средняя квадратичная скорость.
3. Идеальные растворы. Зависимость растворимости газов от давления, природы, температуры. Закон Рауля. Отклонения от закона Рауля и их причины.
4. Можно ли восстановить водородом оксид меди (II) и оксид кальция при стандартных условиях, если ΔG0 (кДж/моль): СuO -129,5; CaO -603,6; H2O(г) -228,8

Билет № 4.
1. Распределение молекул по скоростям и энергиям. Реальные газы. Уравнение Ван-дер-Ваальса. Конденсация газов. Критическое состояние.
2. Описание химического процесса с точек зрения химической термодинамики и кинетики. Скорость реакции. Размерность скорости реакции. Способы определения скоростей реакций.
3. Осмос. Осмотическое давление. Значение осмотического давления для биологических систем.
4. Сто граммов воды, взятой при 450С, превращается в пар с температурой 2000С. Вычислить изменение энтропии того перехода, если удельная теплота испарения воды при 1000С – 2257 Дж/г. Удельная теплоемкость воды 4,187 Дж/г град, удельная теплоемкость водяного пара – 1,968 Дж/г град

Билет № 5
1. Химическая термодинамика. Термодинамический метод. Основные понятия химической термодинамики: система, параметры состояния, фаза, функции состояния, термодинамический процесс.
2. Теория активных столкновений и ее применение к бимолекулярным реакциям. Физический смысл констант в уравнении Аррениуса с точки зрения теории.
3. Поверхностные явления на границе жидкость-газ, жидкость-жидкость. Поверхностное натяжение и способы его определения. Смачивание и растекание. Условия смачивания и растекания.
4. Определите молярную массу неизвестного вещества, если 0,582 г его паров при температуре 350С и давлении 750 мм рт. Ст. занимают объем, равный 200 мл.

Билет № 6.
1. Первый закон термодинамики. Внутренняя энергия. Обмен энергией. Формы обмена энергией. Теплота и работа. Работа при изохорном, изобарном, изотермическом и адиабатном процессе.
2. Теория переходного состояния (активного комплекса): положения, суть теории, основное уравнение. Сопоставление теории активных соударений и теории переходного состояния.
3. Выразите изменение изобарно-изотермического потенциала реакции: 2Н2 г+ О2г = 2Н2О г
Через изменение изобарно-изотермических потенциалов следующих реакций:
2СО2 г= 2СОг +О2г
СОг + Н2Ог = СО2г + Н2г
4. К котлу с водой, находящейся при 1000С подвели 8374 Дж теплоты. Найти КПД и максимальную работу, которую можно получить от котла, если температура холодильника 300С

Билет № 7.
1. Энтальпия – как функция состояния. Обмен энергией в форме теплоты. Теплоемкость (средняя, истинная, удельная, мольная). Энтальпия растворения, сгорания, нейтрализация, образования, фазовых переходов, гидратации.
2. Основной постулат химической кинетики. Константа скорости и ее физический смысл. Размерность константы.
3. Общая характеристика растворов. Растворы неэлектролитов. Межмолекулярные взаимодействия в растворах. Способы выражения состава раствора.
4. Сколько нужно затратить теплоты, чтобы изохорически нагреть 60 г азота от 20 до 1000С

Билет № 8.
1. Молекулярность реакции. Физический смысл. Порядок реакции. Парциальный и общий кинетический порядок реакции. Причины несовпадения порядка реакции и молекулярности.
2. Тепловой эффект химической реакции при изохорных и изобарных условиях. Экзотермические и эндотермические реакции. Термодинамическая и термохимическая система обозначений. Закон Гесса. Следствия из закона Гесса.
3. Во сколько раз средняя квадратичная скорость молекул водорода больше средней квадратичной скорости молекул бромоводорода при одинаковых условиях.
4. Поскольку в состав азотной кислоты входят азот, водород и кислород, весьма заманчиво осуществить реакцию между азотом, кислородом и водой, воспользовавшись веществами, широко распространенными в природе:
2N2(г) + 5O2(г) +2H2O(г) = 4HNO3(г)
Возможно ли получение азотной кислоты непосредственным взаимодействием азота, кислорода и воды? Ответ обоснуйте.

Билет № 9.
1. Зависимость теплового эффекта химической реакции от температуры. Закон Киргофа.
2. Катализ. Виды каталитических процессов. Свойства катализаторов. Особенности каталитических процессов.
3. При синтезе аммиака в равновесии находятся 1 моль водорода, 3 моль азота и 5 моль аммиака. Рассчитать Кс и исходные концентрации водорода и азота.
4. Сколько граммов глюкозы нужно растворить в 100г воды, чтобы повышение температуры кипения было равно 10С? Эбуллиоскопическая константа воды 0,512

Билет № 10.
1. Коэффициент полезного действия тепловой машины. Цикл Карно.
2. Особенности кинетики гетерогенных процессов.
3. При нормальных условиях плотность метана равна 0,718 г/л. Какова будет плотность газа при температуре равной -100С.
4. Один килограмм воды, взятой при 00С, переведен в состояние перегретого пара с температурой 2000С и давлением 1,013·105 Па. Вычислить изменение энтропии этого перехода, если удельная теплота испарения воды при 1000С 2257 Дж/г. Удельная теплоемкость воды равна 4,187 Дж/г·К, а удельная теплоемкость пара равна 1,968 Дж/г·К

Билет № 11.
1. Энтропия – как функция состояния. Критерий самопроизвольного протекания процесса в изолированной системе. Изменение энтропии при фазовых переходах, расширения идеального газа при различных процессах.
2. Теория активных центров. Объяснение некоторых каталитических процессов с точек зрения мультиплетной теории и теории активных ансамблей.
3. Растворы газов в жидкостях. Закон Генри.
4. Процесс алюмотермии выражается уравнением 8AI +Fe3O4 = 4AI2O3 +9Fe +ΔH
Рассчитать, сколько выделится теплоты при сгорании 2 кг термита (8AI+Fe3O4)

Билет № 12.
1. Энтропия и вероятность. Статистический характер второго закона термодинамики. Термодинамическая вероятность. Уравнение Больцмана.
2. Кинетическая теория газов. Основное уравнение кинетической теории газов. Кинетическая интерпретация температуры. Средняя скорость движения. Средняя квадратичная скорость.
3. При изучении кинетики реакции А+В+2D = F было установлено, что скорость реакции при увеличении концентрации А в 2 раза – возрастает в 4 раза, не зависит от концентрации В и возрастает в 3 раза при увеличении концентрации D в 3 раза. Записать кинетическое уравнение и определить порядок реакции.
4. Давление пара воды при 500С равно 92,5 мм рт. ст. Сколько граммов глюкозы нужно растворить в 270 г воды, чтобы давление пара над раствором понизилось на 0,5 мм рт. ст.?

Билет № 13.
1. Зависимость скорости химической реакции от температуры. Энергия активации. Уравнение Аррениуса и его анализ. Экспериментальное определение энергии активации.
2. Уравнение Гиббса, энергия Гельмгольца. Характеристические функции. Уравнение Гиббса-Гельмгольца. Критерий направленности термодинамического процесса в закрытой системе.
3. Температура кипения и замерзания растворов. Криоскопическая и эбуллиоскопическая константы и их физический смысл.
4. Каким путем можно повысить выход NO2 при реакциях, идущих по уравнениям:
2NO + О2 = NO2, ΔН= -113 кДж
N2O4 = 2NO2, ΔН= 58,2кДж

Билет № 14.
1. Диаграмма состояния воды. Фазовые равновесия. Фаза, независимый компонент, число степеней свободы. Правило фаз Гиббса.
2. Ферментативный катализ и его особенности.
3. Неограниченно растворимые жидкости. Диаграммы давление пара-состав раствора и температура кипения - состав раствора.
4. Смесь из двух молей азота, трех молей кислорода и некоторого количества аммиака при 200С и давлении 4·105 н/м2 занимает объем дм3. Вычислите число молей аммиака в смеси и парциальное давление каждого из газов.

Билет № 15.
1. Абсолютная энтропия. Третий закон термодинамики.
2. Описание химического процесса с точек зрения химической термодинамики кинетики. Скорость реакции. Размерность скорости реакции. Способы определения скоростей реакций.
3. Способы выражения состава растворов. Растворимость.
1. Вычислите тепловой эффект реакции СН4 + СО2 = 2СО +2Н2 при постоянном давлении и при постоянном объеме, если ΔН (СО) = -110,6 кДж, ΔН (СО2) = -393,8 кДж; ΔН (СН4) = -74,9 кДж."