Дисциплина: Химия 1 cеместр

№ п\п	Контролируемые темы (в соответствии с ГОС ВПО)	Количество тестовых заданий
1.	Основные понятия, концепции и законы химии.
2.	Строение атома. Периодичность изменения свойств атомов и свойств их соединений.
3.	Химическая связь
4.	Классы неорганических соединений
5.	Химическая термодинамика. Энергетика химических процессов.
6.	Химическое и фазовое равновесие. Кинетика химических реакций.
7.	Растворы.Растворимость. Концентрация растворов.
8.	Коллигативные свойства растворов. Осмотическое давление. Закон Рауля.
9.	Растворы электролитов.
10.	Ионное произведение воды. Гидролиз солей.
11.	Окислительно-восстановительные реакции.
12.	Гетерогенные ОВР. Химические свойства металлов. Электрохимия.
13.	Химия минералов.
Всего:

Направление –130101.65 «Прикладная геология»

Специализация: Геологическая съемка, поиски и разведка месторождений полезных ископаемых. № 1-300

Методика проведения контрольного занятия

по проверке итоговых базовых знаний по всей дисциплине

(в рамках аттестационных мероприятий):

Количество оценок
Названия оценок	удовлетворительно, хорошо, отлично
Пороги оценок (количество правильных ответов)	32 – 40 «отлично»; 22 - 32 «хорошо»; 12 - 22 «удовлетворительно»
Предел длительности всего контроля	2 часа
Предел длительности ответа на каждый вопрос	3 мин
Последовательность выбора тем	последовательная
Последовательность выборки вопросов из каждой темы	случайная
Предлагаемое количество вопросов из каждой темы:	2-3
Всего вопросов:
Режим формирования журнала	по средней оценке

Выбор одного из многих:

1.1. Укажите параметры "нормальные условия" для газов:

P=10⁵ Па, T=273 K;

P=10⁵ Па, T=298 K;

P=1 Па, T=273 K;

P=10 Па, T=273 K.

1.2. В каких единицах измеряется количество вещества в химии:

в килограммах;

в литрах;

в молях;

в граммах.

1.3. Химический эквивалент веществ – это:

количество вещества, реагирующее с 1 моль газообразного Н₂;

количество вещества, реагирующее с 1г О₂;

количество вещества, реагирующее с 1г Н₂ ;

количество вещества, реагирующее с 1моль Н⁺.

1.4. Чему равна масса 2 молей H₂SO₄ (М=98 г/моль):

196 г; 98 г; 49 г; 980 г.

1.5. Какое количество вещества (в молях) содержится в 80 граммах

гидроксида натрия NaOH (М=40 г/моль):

1 моль; 40 моль; 22,4 моль; 2 моля.

1.6. Сколько молей вещества содержится в 11,2 литрах любого газа

при нормальных условиях:

1 моль; 0,5 моль; 22,4 моль; 2 моль.

1.7. Какой объем занимает 1 моль любого газа при "нормальных условиях":

V=22,4 л; V=1 л; V=1 м^3; V=22,4 м.³

1.8. Какое количество частиц (атомов или молекул) содержит 1 моль

любого вещества:

100; 10²³; 1*10²³; 6,02*10²³.

1.10. Какой объем при нормальных условиях занимает 2,2г СО₂:

22,4л; 11,2л; 2,24л; 1,12л.

1.11.Из перечисленных уравнений укажите уравнение Менделеева-Клапейрона:

- PR = (m/M)VT;

- PT = (m/M)RV;

- PV = (m/M)RT

- PV = (mM)RT.

1.12. Какое уравнение связывает основные параметры идеального газа:

- уравнение Менделеева-Клапейрона;

- уравнение Гесса;

- уравнение Вант-Гоффа;

- уравнение Аррениуса.

1.13.Смесь 2г Н₂ и 16г О₂ при н.у. занимает объем:

22,4л ; 11,2л; 33,6л; 44,8л .

1.14. Порция ортофосфата кальция, содержащая 1,8 ∙ 10²⁴ катионов, отвечает количеству вещества:

0,5моль; 1моль; 3моль; 0,3моль.

1.15.Сколько молекул содержится в 1 мл водорода при нормальных условиях:

2,61∙10¹⁹; 2,65 ∙ 10²⁰; 2,69 ∙ 10¹⁹;2,65 ∙ 10²².

1.16. Молярная масса эквивалента H₂SO₄ равна:

98г/моль; 49г/моль; 18г/моль;22,4г/моль.

1.17. Эквивалентный объем кислорода равен:

11,2л; 5,6л; 22,4л; 18,6л.

1.18. Сколько молекул содержится в 1 л азота при нормальных условиях:

2,61∙10¹⁹; 2,68 ∙ 10²⁰; 2,68 ∙ 10¹⁹; 2,68 ∙ 10²².

1.19. Порция дигидрофосфата, натрия, содержащая 1,8∙10²⁴ катионов, отвечает количеству вещества

0,3моль; 0,5моль; 1моль; 3моль.

1.20 Эквивалентный объем водорода равен:

11,2л;5,6л; 22,4л; 18,6л.

2.1. Электронная формула атома кислорода:

-1s²2s² 2p⁵;

- 1s²2s² 2p³;

- 1s²2s² 2p⁴;

- 1s²2s² 2p⁶.

2.2. Электронная формула атома азота

- 1s²2s² 2p⁵;

- 1s²2s² 2p³;

- 1s²2s² 2p¹;

- 1s²2s² 2p⁶.

2.3.Атом какого элемента второго периода имеет в невозбужденном состоянии максимальное число неспаренных электронов:

B; O; N; F.

2.4.Атом какого элемента третьего периода имеет в невозбужденном состоянии максимальное число неспаренных электронов:

Al; Si; P ; S.

2.5.У какого из атомов наибольшее значение потенциала ионизации:

F; Na; Mg²⁺ ; Cl.

2.6. У какого из атомов наименьшее значение потенциала ионизации:

F; Na; Mg²⁺ ; Cl.

2.7. Атом с самым высоким значением электроотрицательности:

F; Br; J ; Cl.

2.8. Какой ион имеет наибольший радиус:

F^-; Na⁺; Mg²⁺; Cl^-.

2.9. Какую степень окисления в соединениях не проявляет хром:

+2; +1; +6; +3.

2.10.В какой степени окисления соединения хрома проявляют основные свойства:

+3; +4; +6; +2.

2.11. Каковы валентность и степень окисления азота в HNO₃:

- 4 и +5; - 5 и +5; - 4 и +3; - 5 и +3.

2.12.С повышением степени окисления центрального атома кислотные свойства гидроксидов:

усиливаются;

ослабевают;

не изменяются;

зависит от природы атома.

2.13. С понижением степени окисления центрального атома кислотные свойства гидроксидов:

усиливаются;

ослабевают;

не изменяются;

зависит от природы атома.

2.14. С повышением степени окисления центрального атома основные свойства гидроксидов:

усиливаются;

ослабевают;

не изменяются;

зависит от природы атома.

2.15. С понижением степени окисления центрального атома основные свойства гидроксидов:

усиливаются;

ослабевают;

не изменяются;

зависит от природы атома.

2.16. Для элемента с электронной формулой 3s¹ характерны свойства:

металлические;

неметаллические;

- кислотные;

амфотерные.

2.17. Для элемента с электронной формулой 3s²3р⁵ характерны свойства:

металлические;

неметаллические;

кислотные;

амфотерные.

2.18. Гидроксид элемента с электронной формулой 3s¹ обладает свойствами:

металлическими;

неметаллическими;

кислотными;

основными.

2.19. Гидроксид элемента с электронной формулой 3s²3р⁵обладает свойствами

металлическими;

неметаллическими;

кислотными;

основными.

2.20.Гидроксид элемента с электронной формулой 3s²3р³обладает свойствами

амфотерными;

неметаллическими;

кислотными;

основными.

3.1. При образовании химической связи внутренняя энергия системы:

увеличивается;

уменьшается;

не изменяется;

может и увеличиваться и уменьшаться.

3.2. Только σ-связи в молекуле:

H₂CO₃; HCl; H₂SO₄; HCN.

3.3. π – связей нет в молекуле:

H₂CO₃; HCl; H₂SO₄; HCN.

3.4. σ - связи могут быть образованы:

только р-р орбиталями;

любыми орбиталями;

только s-s орбиталями;

р-, d- и f-орбиталями.

3.5. π - связи могут быть образованы:

только р-р орбиталями;

любыми орбиталями;

только s-s орбиталями;

р-, d- и f-орбиталями.

3.6 Самая высокая степень ионности связи между элементами:

Si - S; C – N; Cs – F; Al – Cl.

3.7. Соединение, в котором ковалентные связи полярны:

O₂; H₂; H₂O; Cl₂.

3.8. Соединение, в котором ковалентные связи неполярны:

SO₂; HCl; H₂O; Cl₂.

3.9. Связь между атомом натрия и кислотным остатком в молекуле Na₂SO₄:

ионная;

ковалентная полярная;

ковалентная неполярная;

донорно-акцепторная.

3.10. Связь между молекулой аммиака и молекулой воды в молекуле NH₄OH:

ионная;

ковалентная полярная;

ковалентная неполярная;

донорно-акцепторная.

3.11. Связь между атомом водорода и кислотным остатком в молекуле Н₂SO₄:

ионная;

ковалентная полярная;

ковалентная неполярная;

донорно-акцепторная.

3.12. Связь между атомом серы и кислородом в молекуле Na₂SO₄:

ионная;

ковалентная полярная;

ковалентная неполярная;

донорно-акцепторная.

3.13. Прочность связи в ряду HF –HCl – HBr - HI:

уменьшается;

увеличивается;

не изменяется;

зависит от давления.

3.14. Водородные связи образуются между молекулами:

HF; HCl; HBr; HI.

3.15. Водородные связи образуются между молекулами:

H₂S; HCl; H₂O; H₂Te.

3.16. Поляризуемость какого иона выше:

F^-; Cl^-; Br^-; I^-.

3.17. Поляризуемость какого иона выше:

Li⁺; Na⁺; K⁺; Rb⁺.

3.18. Самым сильным поляризующим действием обладает ион:

Ca²⁺; Na⁺; Mg²⁺; Al³⁺.

3.19.Определение, неприменимое к металлической связи:

полярная;

делокализованная;

ненасыщенная;

ненаправленная.

3.20.Определение, применимое к металлической связи:

полярная;

делокализованная;

насыщенная;

направленная.

4.1. Какое из приведенных оснований не может образовать основную соль:

CsOH; Cu(OH)₂; Ca(OH)₂; Al(OH)_3.

4.2.Какая из приведенных кислот не может образовать кислую соль:

HCl ; H₃PO₄; H₂SO₄; H₂CO₃.

4.3. Сильное основание:

Mg(OH)₂; KOH; NH₄OH; Cu(OH)₂.

4.4. При равных концентрации в растворе самая сильная кислота:

HCl; HClO;HClO₄; HClO₂.

4.5. Слабое растворимое основание:

Mg(OH)₂; KOH; NH₄OH;Cu(OH)₂.

4.6. Какая из приведенных кислот не может образовать кислую соль:

H₂S; H₂SO₄; HSCN; H₂SO₃.

4.7. Какая из приведенных кислот может образовать кислую соль:

HNO₃; HCl; HClO₄;H₂SO₄.

4.8. Какое из приведенных оснований не может образовать основную соль:

CsOH; Cu(OH)₂; Ca(OH)₂; Al(OH)₃.

4.9. Какое из приведенных оснований может образовать основную соль:

CsOH; Cu(OH)₂;NaOH; NH₄OH.

4.10. Правильное название соли Ca(HCO₃)₂:

дигидрокарбонат кальция;

гидрокарбонат кальция;

карбонат кальция;

гидроксокарбонат кальция.

4.11. Правильное название соли Fe(ОН)₂Cl:

дигидроксохлорид железа;

гидроксохлорид железа;

хлорид железа;

- гидрохлорид железа.

4.12. Соль Ca(HCO₃)₂:

средняя; кислая; основная; комплексная.

4.13. Соль Fe(ОН)₂Cl:

средняя; кислая; основная; комплексная.

4.14. Амфотерными свойствами обладает:

Mg(OH)₂; Al(OH)₃;NH₄OH;Cu(OH)₂.

В4.15.Амфотерными свойствами обладает:

Mg(OH)₂; Zn(OH)₂;Fe(OH)₂;Cu(OH)₂.

4.16. Соль, проявляющая кислотные свойства:

Вa(NO)₂;Ca(HCO₃)₂; Na₂SO₄; NaCl.

4.17. Соль, проявляющая основные свойства:

ВaCO₃; Ca(HCO₃)₂; Na₂SO₄; Fe(ОН)₂Cl.

4.18. Оксид кальция не взаимодействует с:

гидроксидом натрия;

соляной кислотой;

оксидом углерода (IY);

оксидом цинка.

4.19. Оксид углерода (IY) не взаимодействует с:

гидроксидом натрия;

соляной кислотой;

оксидом кальция;

оксидом цинка.

4.20. Оксид углерода (II) не взаимодействует с:

гидроксидом натрия;

соляной кислотой;

оксидом кальция;

химически инертен.

4.21. Оксид серы (YI) не взаимодействует с:

гидроксидом натрия;

соляной кислотой;

оксидом кальция;

оксидом цинка.

5.1.Укажите параметры "стандартные условия", используемые в термодинамике:

P=10⁵ Па, T=273 K;

P=10⁵ Па, T=298 K;

P=1 Па, T=273 K;

P=10 Па, T=273 K.

5.2. Физический смысл энтальпии:

особый вид энергии;

энергосодержание системы;

внутренняя энергия системы;

энергия взаимодействия составных частей системы.

5.3. Физический смысл энтропии:

мера неупорядоченности (хаоса) системы;

энергия взаимодействия составных частей системы;

энергосодержание системы;

внутренняя энергия системы.

5.4. Энтропия в самопроизвольно протекающих процессах:

остается неизменной;

уменьшается;

увеличивается;

проходит через максимум.

5.5. Эндотермической называется:

реакция, протекающая с выделением тепла;

реакция, протекающая с поглощением тепла;

реакция, протекающая с увеличением давления;

реакция, протекающая с увеличением объема.

5.6.Экзотермической называется:

реакция, протекающая с поглощением тепла;

реакция, протекающая с выделением тепла;

реакция, протекающая с увеличением давления;

реакция, протекающая с увеличением объема.

5.7.Теплотой образования называют:

количество теплоты, которое необходимо затратить на протекание химической реакции;

количество теплоты, которое выделяется при протекании химической реакции;

количество теплоты, которое выделяется при сгорании 1 кг вещества;

количество теплоты, которое затрачивается на разложение 1 моля сложного вещества на простые вещества.

5.8.При расчете теплового эффекта химической реакции применяют:

закон Менделеева-Клапейрона;

закон Бойля-Мариота;

закон Гесса;

закон Аррениуса.

5.9. Если изменение энергии Гиббса ΔG в химической реакции меньше нуля, то:

самопроизвольно может протекать и прямая и обратная реакции;

самопроизвольно может протекать обратная реакция;

самопроизвольно может протекать прямая реакция;

в системе наблюдается состояние равновесия.

5.10. Если изменение энергии Гиббса ΔG в химической реакции больше нуля, то:

самопроизвольно может протекать прямая реакция;

самопроизвольно может протекать обратная реакция;

самопроизвольно может протекать и прямая и обратная реакция;

в системе наблюдается состояние равновесия.

5.11. Если изменение энергии Гиббса ΔG в химической реакции равно нулю, то:

самопроизвольно может протекать прямая реакция;

самопроизвольно может протекать обратная реакция;

самопроизвольно может протекать и прямая и обратная реакция;

система находится в состоянии равновесия.

5.12.Изменение энтропии в реакции NH₄NO₃(к) = N₂O(г) + 2H₂O(г):

больше нуля;

меньше нуля;

равно нулю;

зависит от пути процесса.

5.13. Изменение энтропии в реакции 2H₂O(г) = O₂(г) + 2H₂(г):

больше нуля;

меньше нуля;

равно нулю;

- зависит от пути процесса.

5.14. Изменение энтропии в реакции O₂(г) + 2H₂(г) = 2Н₂О(г)

больше нуля;

меньше нуля;

равно нулю;

зависит от пути процесса.

5.15 Для реакции АВ(к) + В₂(г) = АВ₃(к), протекающей при 298^оК в прямом направлении, знаки ∆H, ∆S и ∆G:

∆H<0, ∆S<0, ∆G<0;

∆H>0, ∆S<0, ∆G>0;

∆H>0, ∆S>0, ∆G>0

∆H<0, ∆S>0, ∆G<0

5.16 Для процесса превращения графита в алмаз при 298^оК знаки ∆H, ∆S и ∆G:

∆H<0, ∆S<0, ∆G<0;

∆H>0, ∆S<0, ∆G>0;

∆H>0, ∆S>0, ∆G>0;

∆H<0, ∆S>0, ∆G<0.

5.17.Возможно самопроизвольное протекание реакции при любой температуре,если:

∆H<0, ∆S<0, ∆G<0;

∆H>0, ∆S<0, ∆G>0;

∆H>0, ∆S>0, ∆G>0;

∆H<0, ∆S>0, ∆G<0.

5.18.Невозможно самопроизвольное протекание реакции при любой температуре, если:

∆H<0, ∆S<0, ∆G<0;

∆H>0, ∆S<0, ∆G>0;

∆H>0, ∆S>0, ∆G>0;

∆H<0, ∆S>0, ∆G<0.

5.19. При соединении 2,1г железа с серой выделилось 3,77 кДж. Теплота образования сульфида железа равна:

∆H^о= -100,5кДж/моль;

∆H^о= +100,5кДж/моль;

∆H^о= 0 кДж/моль;

∆H ^о = -184,5кДж/моль.

5.20. При полном сгорании 6г угля выделится тепла (∆H^о = -393,5кДж/моль):

393,5кДж; 196,8кДж; 204,8кДж; 39,4 кДж.

6.1. Скорость химической реакции определяется по формуле:

( C - концентрация, t - время) …

V = ΔC/Δt; V = C/Δt; V = ΔC/t; V = C/t.

6.2. Укажите фактор, не влияющий на скорость химической реакции:

концентрация реагирующих веществ;

наличие катализатора;

массы реагирующих веществ;

температура системы.

6.3. Укажите фактор, не влияющий на скорость химической реакции в растворе:

концентрации реагирующих веществ;

объем системы;

природа реагирующих веществ;

температура системы.

6.4. Укажите фактор, не влияющий на скорость химической реакции:

концентрации реагирующих веществ;

наличие катализатора;

природа реагирующих веществ;

объемы реагирующих растворов.

6.5. Укажите фактор, влияющий на скорость химической реакции:

массы реагирующих веществ;

объемы реагирующих веществ;

концентрации продуктов реакции;

температура системы;

6.6. Энергия активации процесса – это:

энергия, которая выделяется при химической реакции;

энергия, которую необходимо затратить, чтобы началась химическая реакция;

энергия, которая поглощается системой в ходе химической реакции;

энергия, которую затрачивает атом для преодоления энергетического барьера.

6.7. Как зависит скорость химической реакции от энергии активации

процесса?

чем больше энергия активации, тем выше скорость химической реакции;

чем больше энергия активации, тем меньше скорость химической реакции;

чем меньше энергия активации, тем труднее протекает химическая реакция;

чем меньше энергия активации, тем меньше скорость химической реакции.

6.8. Укажите фактор, влияющий на скорость химической реакции:

энергия активации процесса;

объемы реагирующих веществ;

концентрации продуктов реакции;

массы исходных веществ.

6.9.Правильное выражение закона действующих масс для химической реакции A+2B®C:

V=k[A][B]²; V=k[A]+[B]; V=[A][B]; V=k[A][B][C].

6.10.Правильное выражение закона действующих масс для химической реакции 2A+B®2C:

V=k[A][B];V=k[A]²[B]; V=[A]²[B]; V=k[A]²[B][C]².

6.11. Как изменится скорость химической реакции, если температура в системе увеличится на 20^оС, а температурный коэффициент равен g = 2,0?

увеличится в 20 раз;

увеличится в 2 раза;

увеличится в 4 разa;

увеличится в 40 раз.

6.12.Kак изменится скорость химической реакции, если температура в системе увеличится на 50^оС, а температурный коэффициент равен g = 2,0?

увеличится в 2 раза;

увеличится в 100 раз;

увеличится в 50 раз;

увеличится в 32 раза.

6.13. Механизм катализа:

катализатор пропускает реакцию через ряд промежуточных стадий с низкими значениями энергии активации;

катализатор повышает энергию активации;

катализатор снижает внутреннюю энергию системы;

катализатор смещает химическое равновесие в сторону образования продуктов реакции.

6.14.Значение константы равновесия химической реакции

A+2B«C+D при равновесных концентрациях веществ в системе

[A] =[B] = [C] = [D] = 10 моль/л, равно:

1; 100;10; 0,1.

6.15. Повышение давления в системе

2SO₂ + O₂ ↔ 2SO₃

сместит химическое равновесие:

влево;

вправо;

не сместит;

возможно и влево и вправо.

6.16. Химическое равновесие-это такое состояние системы:

когда скорости прямой и обратной реакций равны нулю;

когда скорость прямой реакции больше скорости обратной;

когда скорость прямой реакции меньше скорости обратной;

когда скорость прямой и обратной реакций равны.

6.17.Укажите фактор, не влияющий на смещение химического равновесия:

наличие в системе катализатора;

повышение температуры системы;

уменьшение концентрации исходных веществ;

увеличение концентрации продуктов реакции.

6.18. Константа равновесия реакции C+O₂ = CO₂ выражается уравнением:

К_р= ; К_р= ; К_р= ; К_р= .

6.19. Константа равновесия реакции S+O₂ = SO₂ выражается уравнением:

К_р= ; К_р= ; К_р= ; К_р= .

6.20. Химическое равновесие реакции 2Fe + O₂= 2FeO смещается при:

добавлении железа;

добавлении оксида железа;

повышении давления;

уменьшении концентрации железа.

7.1. Какая из перечисленных смесей не образует раствор:

вода + ацетон;

вода + кристаллы соли;

вода + бензол;

вода + газообразный аммиак.

7.2. Какая из перечисленных ниже смесей образует раствор

лед + масло;

вода + бензол;

вода + кристаллы сахара;

вода + кристаллы нафталина.

7.3. Растворимость большинства солей возрастает с:

увеличением давления;

понижением температуры системы;

повышением температуры;

понижением давления.

7.4. Фактор, который уменьшает растворимость большинства солей:

увеличение температуры системы;

понижение температуры системы;

повышение давления;

понижение давления.

7.5. Растворимость газов в воде увеличивается при:

повышении давления и понижении температуры;

повышении давления и повышении температуры;

понижении давления и понижении температуры;

понижении давления и повышение температуры.

7.6. Изменение давления не влияет на растворимость:

хлористого водорода;

хлорида натрия;

сероводорода;

оксида углерода (IY).

7.7. Изменение давления влияет на растворимость:

хлористого водорода;

хлорида натрия;

сульфата натрия;

серной кислоты.

7.8. Коэффициент растворимости показывает:

массу вещества, образующую насыщенный раствор со 100г растворителя;

количество вещества (моль), образующее насыщенный раствор со 100г растворителя;

массу вещества, образующую 1л насыщенного раствора;

количество вещества (моль), образующую 1л насыщенного раствора;

7.9. Растворимость жидкости в воде не зависит от:

температуры;

природы химических связей в молекуле вещества;

давления;

строения молекулы.

7.10. Истинные растворы образуют вещества с размером частиц:

больше размеров молекулы;

меньше размеров молекулы;

равным размерам молекулы;

независимо от размеров молекулы.

7.11. Наиболее устойчивое агрегатное состояние у:

коллоидных растворов;

суспензий;

истинных растворов;

эмульсий.

7.12. Образование раствора сопровождается:

увеличением энергии Гиббса;

увеличением энтропии;

уменьшением энтропии;

увеличением внутренней энергии системы.

7.13. Практически не растворяется в воде:

CO₂; CH₄; H₂S; SO₃.

7.14. Массовая доля вещества в растворе показывает:

массу вещества в граммах на каждые 1000 граммов раствора;

массу вещества в граммах в 1 литре раствора;

массу вещества в граммах на каждые 100 граммов растворителя;

массу вещества в граммах на каждые 100 граммов раствора.

7.15. Молярная концентрация раствора показывает

количество растворенного вещества (в молях) в 1 кг раствора;

массу растворенного вещества в граммах в 1 л раствора;

массу растворенного вещества в граммах в 1 кг раствора;

количество растворенного вещества (в молях) в 1 л раствора.

7.16 Молярная концентрация эквивалента раствора показывает

числов молей эквивалента вещества в 1 л раствора;

массу растворенного вещества в граммах в 1 л раствора;

массу растворенного вещества в граммах в 1 кг раствора;

-количество растворенного вещества (в молях) в 1 л раствора.

7.17. Моляльная концентрация раствора показывает

число молей растворенного вещества в 1 кг растворителя;

массу растворенного вещества в граммах в 1 литре раствора;

массу растворенного вещества в граммах в 1 кг раствора;

количество растворенного вещества (в молях) в 1 литре раствора.

7.18.Молярная концентрация эквивалента раствора, содержащего 16г сульфата меди в 500мл, равна:

0,1н; 0,2н; 0,4н; 0,8н.

7.19.Массовая доля вещества в растворе, полученного при растворении 100граммов вещества в 400 граммах воды, равна:

25%; 20%; 50%; 5%.

7.20. Молярная концентрация 10% раствора Na₂CO₃ равна:

1моль/л; 2моль/л; 10моль/л; 0,5моль/л.

7.21. Мольная доля NaOH в 40% водном растворе равна:

0,40; 0,23; 0,75; 0,56.

7.22. Единицы измерения моляльной концентрации

моль/л;моль/кг; моль/мл; моль/м³.

7.23. Титр 0, 2М раствора серной кислоты равен:

0,0196г/мл; 0,0196г/л; 0,0196кг/л; 0,0196кг/мл.

7.24. Молярная концентрация 2% раствора H₂SO₄ равна:

0,1моль/л; 0,2моль/л; 1моль/л; 0,5моль/л.

7.25. Массовая доля вещества в растворе, содержащего 40 грамм вещества в 60 граммах воды

60%; 10%; 40%; 100%.

7.26. Для приготовления раствора с заданной массовой долей раствора нужно знать:

объем раствора;

массу воды;

массу растворенного вещества;

количество вещества.

7.27. При 60^оС массовая доля насыщенного раствора KNO₃ 52,4%. Коэффициент растворимости соли при этой температуре равен:

52,4г; 110г; 101г; 220г.

7.28. Массовая доля вещества в растворе, полученном смешением 300г 25% и 400г 40% растворов этого вещества равна:

33,6%; 22,4%; 28,2%; 65%.

7.29. Из 400г 20% раствора при охлаждении выделилось 50г растворенного вещества. Массовая доля вещества в оставшемся растворе равна:

8,6%; 12,4%; 10,5%; 18,4%.

7.30.Объем 1н раствора, в котором содержится 49г серной кислоты, равен:

0,5л; 2л; 1л; 10л.

8.1. Осмотическое давление раствора прямопропорционально:

массовой доле растворенного вещества;

молярной концентрации раствора;

моляльной концентрации раствора;

не зависит от концентрации.

8.2. При 0^оС осмотическое давление раствора, содержащего 1моль глицерина в 1л Н₂О, равно:

1,01∙ 10²Па;

1,01 ∙ 10⁵кПа;

760мм.рт.ст.;

- 2,27 кПа.

8.3. Осмотические давления (при 273^оС) растворов, содержащих в 1л воды 20г глюкозы С₆Н₁₂О₆ (Р₁)или 20г сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁(Р₂), соотносятся между собой как:

Р₁ = Р₂; Р₁ < Р₂; Р₁ > Р₂;

8.4. Осмотические давления (при273^оС) растворов, содержащих в 250 мл воды 5г спирта С₂Н₅ОН (Р₁) или 5г сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁(Р₂), соотносятся между собой как:

Р₁ = Р₂; Р₁ < Р₂; Р₁ > Р₂; Р₁ ≈ Р₂.

8.5 К 100мл 0,5М водного раствора сахарозы С₁₂Н₂₂О₁₁ прибавили 400мл воды. Осмотическое давление полученного раствора:

не изменилось;

в 5 раз больше, чем исходного;

в 5 раз меньше, чем исходного;

в 2 раза меньше, чем исходного.

8.6.Отношение масс формалина НСНО и глюкозы С₆Н₁₂О₆, которые содержатся в равных объемах растворов, обладающих при данной температуре одинаковым осмотическим давлением, равно:

1:1; М_НСНО : М с₆н₁₂о₆; Мс₆н₁₂о₆ : М_НСНО ; 2 : 1.

8.7. Относительное понижение упругости паров растворителя над раствором

пропорционально:

мольной доле растворителя;

массе растворителя;

мольной доле растворенного вещества;

массе растворенного вещества.

8.8. При образовании раствора давление насыщенных паров растворителя:

понижается;

повышается;

не изменяется;

может и повышаться, и понижаться.

8.9. Давление насыщенных паров воды при температуре 373^оК и давлении 101,3кПа

равно:

1,01∙10²Па; 1,01∙10⁵кПа;1,01∙10⁵Па; 133,3 Па.

8.10.Если сравнить температуру кипения раствора и температура кипения

чистого растворителя, то температура кипения раствора:

всегда выше температуры кипения чистого растворителя;

всегда ниже температуры кипения чистого растворителя;

всегда равна температуре кипения чистого растворителя;

зависит от природы растворителя.

8.11. Если сравнить температуры замерзания раствора и чистого растворителя, то температура замерзания раствора:

всегда выше температуры замерзания чистого растворителя;

всегда ниже температуры замерзания чистого растворителя;

всегда равна температуре замерзания чистого растворителя;

зависит от природы растворителя.

8.12. Температура замерзания водного раствора, содержащего 3∙ 10²³ молекул

неэлектролита в 250г воды, равна:

273^оК;269,28^оК; 271,4^оК; 298^оК.

8.13. Температуры кристаллизации 0,1% растворов формалина НСНО(t₁) и глюкозы

С₆Н₁₂О₆(t₂) соотносятся как:

t_{1 >} t₂; t_{1 <} t₂; t_{1 =} t₂; t_{1 ≈} t₂.

8.14. Температуры кипения 10% растворов СН₃ОН(t₁) и С₂Н₅ОН (t₂) соотносятся между собой как:

t_{1 >} t₂; t_{1 <} t₂; t_{1 =} t₂; t_{1 ≈} t₂.

8.15. В 250г органического растворителя содержится m г растворенного электролита с молекулярной массой М. Криоскопическая константа растворителя равна К. Какое выражение для ∆t_крист правильно:

K∙ m/M; 4K∙ m/M; K ∙ m/4M; M/K ∙ m?

8.16. В 250г органического растворителя содержится m г растворенного электролита с молекулярной массой М. Эбулиоскопическая константа растворителя равна Э. Какое выражение для ∆t_кип правильно:

Э∙ m/M; KЭ∙ m/4M; 4Э∙ m/M; M/Э ∙ m?

8.17.Водный раствор неэлектролита кипит при 373,52^оК. Моляльная концентрация этого раствора равна:

1моль/кгН₂О; 0,1моль/кгН₂О; 0,01моль/кгН₂О; 10моль/кгН₂О.

8.18.Водный раствор неэлектролита кристаллизуется при 1,86^оС. Моляльная концентрация этого раствора равна:

0,1моль/кгН₂О; 0,01моль/кгН₂О; 10моль/кгН₂О; 1моль/кгН₂О.

8.19.Водный раствор неэлектролита кипит при 0,52^оС. Моляльная концентрация этого раствора равна:

1моль/кгН₂О; 0,1моль/кгН₂О; 0,01моль/кгН₂О; 10моль/кгН₂О.

8.20.Водный раствор неэлектролита кристаллизуется при -371,14^оК. Моляльная концентрация этого раствора равна:

0,1моль/кгН₂О; 0,01моль/кгН₂О; 10моль/кгН₂О; 1моль/кгН₂О.

9.1. Электролитами называют:

вещества, растворы которых не проводят электрический ток;

вещества, которые проводят электрический ток;

вещества, растворы которых проводят электрический ток;

вещества, которые не проводят электрический ток.

9.2. Группа веществ, которая содержит только электролиты:

металлы, основания, соли;

оксиды, кислоты, соли;

соли, основания, оксиды;

кислоты, основания, соли.

9.3. Группа веществ, которая содержит только неэлектролиты:

кислоты, основания, соли;

оксиды, кислоты, соли;

металлы, неметаллы, оксиды;

кислоты, основания, соли.

9.4. Укажите сильный электролит:

HClO; KOH; H₂SO₃; Fe(OH)₂.

9.5. Укажите сильный электролит:

H₂S; HClO; H₂SO₃;NaNO₃.

9.6. Укажите сильный электролит:

NaOH; H₂S; Fe(OH)₂; MgСО₃.

9.7. Укажите слабый электролит: KCl.

H₂S; H₂SO₄; HNO₃;

9.8. Укажите правильное уравнение электролитической диссоциации H₂SO₄:

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2-;

H₂SO₄= H₂⁺ + SO₄^2-;

H₂SO₄= 2H⁺ + 4SO^2-;

H₂SO₄= 2H⁺ + SO₂ + 2O^2-.

9.9. Укажите правильное уравнение электролитической диссоциации K₃PO₄:

K₃PO₄ = 3K⁺ + PO₄^3-;

K₃PO₄= K₃⁺ + PO₄^3-;

K₃PO₄= 3K⁺ + 4PO^3-;

K₃PO₄= 3K⁺ + PO₂ + 2O^2-.

9.10. Сколько анионов образуется в результате электролитической диссоциации 5 молекул FeCl₃?

10; 3; 15;20.

9.11. В результате электролитической диссоциации 2 молекул Mg(NO₃)₂ образуется ионов:

2; 3; 6;4.

9.12. В результате электролитической диссоциации 3 молекул FeCl₃ образуется ионов:

20; 3; 5;12.

9.13. В результате электролитической диссоциации 2 молекул Al₂(SO₄)₃ образуется ионов:

8; 6;10; -12.

9.14. В результате электролитической диссоциации 5 молекул CaCl₂ образуется ионов:

15; 30; 25; 20.

9.15. Чему равна степень электролитической диссоциации a, если в растворе электролита на каждые 20 диссоциированных молекул приходится 80 нелиссоциированных?

0,25; 1,0; 0,2; 0,8.

9.16. Чему равна степень электролитической диссоциации a, если в растворе электролита на каждые 8 лиссоциированных молекулы приходится 12 недиссоциированных?

0,2; 0,25;0,75; 0,4.

9.17. Чему равна степень электролитической диссоциации a, если в растворе электролита на каждые 10 диссоциированных молекул приходится 40 недиссоциированных?

0,25; 1,0; 0,20; 0,80.

9.18. Степень диссоциации электролита не зависит:

от природы вещества;

от концентрации раствора;

от давления;

от температуры.

9.19.Выражение константы диссоциации не имеет смысла для:

водных растворов слабых электролитов;

водных растворов сильных электролитов;

растворов электролитов в неполярных растворителях;

разбавленных растворов неэлектролитов.

9.20.Соотношение степени диссоциации и константы диссоциации связаны:

законом Рауля;

законом Менделеева-Клапейрона;

законом разбавления Оствальда;

законом Гесса.

10.1 Правильное уравнение диссоциации молекул воды:

Н₂О → 2Н⁺ + О^2-;

Н₂О ↔ Н^- + ОН^-;

Н₂О → Н₂ + О;

Н₂О → Н⁺ + ОН^-.

10.2. Ионное произведение воды выражается равенством:

[H⁺][OH^-] = 10^-14;

[2H⁺][OH^-] = 10^-14;

[H⁺]²[OH^-] = 10^-14;

[H⁺][OH^-] = 10^-16.

10.3. Для любого водного раствора справедливо:

рН = рОН;

рН > рОН;

рН < рОН;

рН +рОН= 14.

10.4. Значение рН равно:

[H⁺];

( -lg[H⁺]);

[OH^-];

(-lg[OH^-).

10.5. Значение рOН равно:

[H⁺];

( -lg[H⁺]);

[OH^-];

(-lg[OH^-).

10.6. Значение рН раствора характеризует:

концентрацию ионов металлов;

концентрацию ионов водорода;

концентрацию растворенных солей

концентрацию ионов кислотных остатков.

10.7. рН кислых растворов:

< 7; >7; =7; =14.

10.8. рН щелочных растворов:

< 7; >7; =7; =14.

10.9. pН в 0.01М растворе NaOH равно:

7; 2; 12; 10.

10.10. Значение pН в 0,001М растворе соляной кислоты равно:

-1; -3; -7; -11.

10.11. рН нейтральных растворов:

0; (-7); 14;7.

10.12. Концентрация ионов водорода в растворе равна 10^-5 моль/л; рН раствора равно:

(-5);5; 2; (-2).

10.13. Концентрация ионов водорода в растворе равна 10^-2 моль/л; рН раствора равно:

0; 12; (-2); 2.

10.14. Концентрация ионов водорода в растворе равна 10^-2 моль/л; рОН раствора равно:

0; 12; (-2); 2.

10.15. Концентрация ионов ОН^- в в растворе равна 10^-2 моль/л; рН раствора равно:

0; 12; (-2); 2.

10.16. Концентрация ионов ОН^- в растворе равна 10^-2 моль/л; рОН раствора равно:

0; 12; (-2); 2.

10.17. Концентрация ионов ОН^- в растворе равна 10^-12 моль/л; рН раствора равно:

0; 12; (-2); 2.

10.18.Процесс, который протекает в растворе при гидролизе солей:

повышение температуры системы;

изменение величины рН раствора;

уменьшение объема системы;

изменение растворимости соли.

10.19. Не подвергается гидролизу:

соль, образованная сильной кислотой и сильным основанием;

соль, образованная слабой кислотой и слабым основанием;

соль, образованная слабой кислотой и сильным основанием;

соль, образованная сильной кислотой и слабым основанием.

10.20. Значение рН в растворе соли меньше 7:

соль образована сильной кислотой и сильным основанием;

соль, образована слабой кислотой и слабым основанием;

соль, образована слабой кислотой и сильным основанием;

соль, образована сильной кислотой и слабым основанием.

10.21. Значение рН в растворе соли больше 7:

соль образована сильной кислотой и сильным основанием;

соль, образована слабой кислотой и слабым основанием;

соль, образована слабой кислотой и сильным основанием;

соль, образована сильной кислотой и слабым основанием.

10.22. Гидролизу не подвергается соль:

KCl; Cu(NO₃)₂; NaF; AgNO₃.

10.23. Гидролизу подвергается соль:

FeCl₂; KCl; NaNO₃; Na₂SO₄.

10.24. Гидролизу подвергается соль:

KNO₃; KCl; NaNO₃;FeCl₃.

10.25. Гидролизу подвергается соль:

KCl;SnCl₂; NaNO₃; KNO₃.

10.26. Среда в растворе в соли KNO₂:

щелочная;

кислая;

нейтральная;

солевая.

10.27. Среда в растворе в соли FeCl₃

щелочная;

кислая;

нейтральная;

солевая.

10.28. Среда в растворе в соли K₂S

щелочная;

кислая;

нейтральная;

солевая.

10.29. Среда в растворе в соли MgCl₂

щелочная;

кислая;

нейтральная;

солевая.

10.30. Среда в растворе в соли K₂SO₄

щелочная;

кислая;

нейтральная;

солевая.

11.1. Результат окислительно-восстановительной реакции:

образование осадка;

образование слабого электролита;

изменение степеней окисления атомов;

образование воды.

11.2. Химическое равновесие ОВР смещено в сторону:

образования более сильного окислителя:

образования более слабых окислителя и восстановителя;

образования более сильного восстановителя;

образования осадка.

11.3. Окислителем называют вещество, атомы которого:

принимают электроны от других атомов;

отдают свои электроны;

перераспределяют свои электроны;

повышают свою степень окисления.

11.4. Восстановителем называется вещество, атомы которого:

принимают свои электроны;

отдают электроны;

перераспределяют свои электроны;

понижают свою степень окисления.

11.5. В процессе окисления:

происходит отдача электронов;

происходит присоединение электронов;

происходит понижение степени окисления атомов или ионов;

происходит перераспределение электронов в атоме элемента.

11.6. В процессе восстановления

происходит отдача электронов;

происходит присоединение электронов;

происходит повышение степени окисления атомов или ионов;

происходит перераспределение электронов в атоме элемента

11.7. Типичные восстановители:

кислоты;

чистые неметаллы;

оксиды металлов;

чистые металлы.

11.8.Типичные окислители:

чистые неметаллы;

чистые металлы;

основания;

все соли.

11.9. Степень окисления атома азота в HNO₃:

+1; -5; 0; +5.

11.10. Степень окисления атома Cl в KClO₄:

+3; -1; +5; +7.

11.11. Степень окисления атома Cr в K₂Сr₂O₇:

-6; +5;+6; +2.

11.12. Реакция 2Н₂О₂ = 2Н₂О + О₂ относится к реакциям:

межмолекулярного окисления- восстановления;

внутримолекулярного окисления- восстановления;

диспропорционирования;

реакциям ионного обмена.

Выбор одного из многих:

11.13. Реакция Н₂SО₃ +2 H₂S = 3Н₂О + 3S относится к реакциям:

межмолекулярного окисления- восстановления;

внутримолекулярного окисления- восстановления;

диспропорционирования;

реакциям ионного обмена.

Выбор одного из многих:

11.14. Реакция NН₄NО₂ = 2Н₂О + N₂ относится к реакциям:

межмолекулярного окисления- восстановления;

внутримолекулярного окисления- восстановления;

диспропорционирования;

реакциям ионного обмена.

11.15. В окислительно-восстановительной реакции

K + HClО₃ ® KClО₃ + Cl₂ + H₂O

восстановителем является атом элемента:

Cl; K; H; O.

11.16. В уравнении окислительно-восстановительной реакции

FeCl₂ + Br₂ + KOH ® Fe(ОH)₃ + KBr + H₂O

окислителем является атом элемента:

Fe; Br. Cl; K;

11.17. В уравнении окислительно-восстановительной реакции

CrCl₃ + Br₂ + KOH ® K₂CrO₄ + KBr + KCl+ H₂O

восстановителем является атом элемента:

Cr; Cl;Br; H.

11.18.В щелочной среде MnO₄^- восстанавливается до MnО₄^2-. Число эквивалента МnO₄^- равно:

2; 5; 3; 1.

11.19.В кислой среде MnO₄^- восстанавливается до Mn²⁺. Число эквивалента МnO₄^- равно:

2;5; 3; 1.

11.20.Окислительно-восстановительная реакция протекает в прямом направлении, если:

Е^о_{окислителя} > Е^о_{восстановителя};

Е^о_{окислителя} < Е^о_{восстановителя};

Е^о_{окислителя} = Е^о_{восстановителя};

не зависимо от значений Е^оокислителя и восстановителя.

12.1. Стандартный потенциал стандартного водородного электрода равен нулю,если;

Р(Н₂) = 101,3кПа, рН=0;

Р(Н₂) = 202,6кПа, [H⁺] = 1моль/л;

Р(Н₂) = 101,3кПа, рН=1;

Р(Н₂) = 101,3кПа, [Н⁺]=0;

12.2. Зависимость потенциала стандартного водородного электрода от рН выражается формулой:

Е = 0,059рН;

Е = -0,059рН;

Е = 0,059/2 рН;

Е = -0,059/2 рН.

12.3. Концентрация ионов металла в стандартной электрохимической системе равна:

1 моль/л;

1 моль-экв/л;

1%;

1моль/кг растворителя.

12.4. Чем больше значение стандартного потенциала, тем:

сильнее выражены восстановительные свойства электрохимической системы;

сильнее выражены окислительные свойства электрохимической системы;

сильнее выражены основные свойства металла;

ниже температура плавления металла.

12.5. Чем меньше значение стандартного потенциала, тем:

сильнее выражены восстановительные свойства электрохимической системы;

сильнее выражены окислительные свойства электрохимической системы;

сильнее выражены основные свойства металла;

ниже температура плавления металла.

12.6. Величина стандартного потенциала металлического электрода не зависит:

энергии кристаллической решетки металла;

энергии ионизации атомов металла;

энергии гидратации ионов металла;

теплопроводности металла.

12.7. Ряд напряжения металлов составлен в порядке:

возрастания стандартных электродных потенциалов;

уменьшения стандартных электродных потенциалов:

возрастания восстановительной способности металла;

возрастания основных свойств гидроксидов металлов.

12.8. Потенциал водородного электрода при рН=10 равен:

-0,59В; -0,30В; 0,30В; 0,59В.

12.9. Потенциал цинкового электрода при разбавлении соли цинка в 10 раз:

возрастет на 59мВ;

уменьшится на 59мВ;

возрастет на 30мВ;

уменьшится на 30мВ.

12.10. Металл, который вытеснит металлическую медь из раствора ее соли;

натрий; железо; серебро; золото.

12.11. Металл, который вытеснит Н₂ из разбавленного раствора H₂SO₄:

Zn; Cu; Ag; водород не выделяется.

12.12. Металл, который вытеснит Н₂ из разбавленного раствора HNO₃:

Zn; Cu; Ag; водород не выделяется.

12.13. Металл, который вытеснит Н₂ из воды:

Zn; Cu; Ag; Mg.

12.14. Группа, в которой пассивируются концентрированной H₂SO₄ все металлы:

Fe, Mn, Cr;

Na, Ca, Mg;

Cu, Zn, Sn;

Al; Mg, Pb.

12.15. Группа, в которой пассивируются концентрированной H₂SO₄ все металлы:

Fe, Mg, K;

Na, Ca, Mg;

Cu, Zn, Al;

Ni; Sn, Pb.

12.16. Группа, в которой все металлы обладают амфотерными свойствами:

Fe, Mg, K;

Na, Ca, Mg;

Sn, Zn, Al;

Ni; Li , Pb.

12.17. Не окисляется кислородом воздуха металл:

алюминий; золото; кальций; кобальт.

12.18. Газообразных продуктов из раствора c ω(HNO₃) < 5% не выделяет:

Zn; Cu; Fe; Mg.

12.19. Сумма коэффициентов в реакции Mg+HNO₃ = Mg(NO₃)₂+ NH₄NO₃ + H₂O равна:

5; 28; 19; 10.

12.20. Сумма коэффициентов в реакции Zn+HNO₃ = Zn(NO₃)₂+ NO₂ + H₂O равна:

5; 28; 19; 10.

12.21.Гальванический элемент – это:

система, в которой химическая энергия преобразуется в электрическую;

система, в которой электрическая энергия преобразуется в химическую;

система, в которой химическая реакция протекает при наложении внешнего напряжения;

устройство, содержащее катод и анод и подключенное к источнику электрического тока.

12.22. В гальваническом элементе катодом называется:

электрод с более положительным электродным потенциалом;

электрод с более отрицательным электродным потенциалом;

электрод с более активным металлом;

электрод с большей площадью поверхности.

12.23. В гальваническом элементе анодом называется:

электрод с более положительным электродным потенциалом;

электрод с более отрицательным электродным потенциалом;

электрод с менее активным металлом;

электрод с большей площадью поверхности.

12.24. Зависимость электродного потенциала от различных факторов выражается:

уравнением Менделеева-Клапейрона;

уравнением Нернста;

уравнением Вант-Гоффа;

уравнением Гесса.

12.25. В концентрационном гальваническом элементе катодом является электрод:

с более высокой концентрацией электролита;

тот, у которого концентрация электролита ниже;

с более высоким значением рН;

с значением рН=7.

12.26. В концентрационном гальваническом элементе анодом является электрод:

с более высокой концентрацией электролита;

тот, у которого концентрация электролита ниже;

с более высоким значением рН;

с значением рН=7.

12.27. Величина электродвижущей силы (ЭДС) в свинцово-медном гальваническом элементе (Е^о_Pb= -0,14B, E^o_Cu= +0,34B) при стандартных условиях равна:

0,14 В; -0,48 В; 0,48 В; -0,20 В.

12.28. Величина электродвижущей силы (ЭДС) в свинцово-серебряном гальваническом элементе (Е^о_Pb= -0,14B, E^o_Ag= +0,80B) при стандартных условиях равна:

-0,94 В; 0,66 В;0,94 В; -0,66 В.

12.29. Величина электродвижущей силы (ЭДС) в свинцово-золотом гальваническом элементе (Е^о_Pb= -0,14B, E^o_Au= +1,50B) при стандартных условиях равна:

1,64 В; 1,36 В; -1,36 В; 1,50 В.

12.30. При работе гальванического элемента разрушается:

катод;

анод;

разрушаются оба электрода;

не разрушается ни один из электродов

12.31. При электролизе растворов электролитов на катоде могут выделяться:

неметаллы и газообразный кислород;

металлы и газообразный водород;

только газообразный водород;

только газообразный кислород.

12.32. При электролизе растворов электролитов на аноде могут выделяться:

неметаллы и газообразный кислород;

металлы и газообразный водород;

только газообразный водород;

только газообразный кислород.

12.33. На катоде может протекать процесс:

окисления ионов металла;

восстановления ионов металла;

окисления ионов неметалла;

восстановления анионов.

12.34. На аноде может протекать процесс:

окисления ионов металла;

восстановления ионов металла;

окисления анионов;

восстановления анионов.

12.35. На катоде может протекать процесс:

выделения газообразного водорода;

диспропорционирования ионов неметалла;

восстановления ионов неметалла;

окисления ионов неметалла;

12.36. На аноде может протекать процесс:

выделения газообразного кислорода;

восстановления ионов металла;

окисления ионов металла;

выделения газообразного водорода.

12.37. При электролизе растворов или расплавов электролитов не разрушается:

анод;

катод;

разрушаются оба электрода;

в зависимости от условий разрушается либо катод, либо анод.

12.38. Процесс электролиза нельзя провести в:

растворе кислоты HCl;

растворе соли NaNO₃;

растворе щелочи KOH;

расплав оксида CuO.

12.39. Процесс электролиза нельзя провести в:

растворе соли KNO₃;

растворе щелочи NaOH;

расплаве соли CuSO₄;

расплав чистой серы.

12.40. Процесс электролиза можно провести в системе:

кристаллы соли NaNO₃;

кристаллы щелочи KOH;

расплав соли К₃РO₄;

лед.

13.1 Массовая доля серы в халькопирите равна:

34,8%; 17,4%; 30,4%; 12,2%.

13.2 Массовая доля конституционной воды в серпентине равна:

34,8%; 17,5%; 30,4%; 13,0%.

13.3 Конституционная вода представлена в минералах:

ионами ОН^-;

входит в состав кристаллогидратов;

располагается в пустотах некоторых структур;

удерживается на поверхности дисперсных частиц под влиянием

их силового поля.