Химическое равновесие

108. Реакции, протекающие в прямом и обратном направлениях, называются обратимыми(самопроизвольными)

110. Не изменяющиеся во времени количества веществ всех участников реакции при равновесии называются равновесными количествами веществ

111. Молярные концентрации участников реакции при равновесии называются равновесными молярыми концентрациями

112. Парциальные давления газообразных участников реакции при равновесии называются равновесными парциальными давлениями

113. Постоянная при данной температуре для данной реакции величина, связывающая между собой равновесные концентрации (парциальные давления) участников реакции, называется константа равновесия

114. Для гомогенных реакций в растворе в выражение для константы равновесия K_c не входят равновесные концентрации растворителей

115. Используемые для идеальных систем значения K_c и K_p зависят только от температуры природа реактивов

119. Значения констант равновесия (K_c и K_p) для всех положений одного состояния одинаковы

121. При изобарно-изотермическом изменении количества вещества одного из реактантов (его равновесная концентрация должна входить в выражение для K_c) равновесие на некоторое время нарушается, а затем восстанавливается

122. Смещение химического равновесия – это переход из одного состояния равновесия в другое

123. Для перевода системы из одного состояния равновесия в другое необходимо изменить температуру

124. Утверждение о том, что если на равновесную систему воздействовать извне изменением какого-либо внешнего параметра равновесия, то равновесие смещается в том направлении, которое способствует восстановлению первоначального положения, является формулировкой принципа Ле-Шателье - брауна

Растворы

136. Для количественного описания свойств растворов в качестве основного параметра используют концентрацию

137. Отношение массы i-го компонента к общей массе системы называется Массовая доля

138. Количество растворенного вещества i-го компонента в 1 л раствора называется молярностью (молярной концентрацией)

139. Количество вещества i-го компонента, растворенного в 1 кг растворителя, называется моляльностью (моляльной концентрацией)

140. Вещества, которые при растворении не образуют ионов в растворе, называются не электролитами

141. Вещества, которые при растворении распадаются на ионы в растворе, а также молекулярные ионы, которые в растворе распадаются с образованием других ионов, называются электролитами

142. Процесс распада электролита на ионы называется электрической диссоциацией

143. Для разбавленных водных растворов характер диссоциации зависит от природы

144. Электролиты, диссоциирующие необратимо, являются сильными

150. Отношение количества вещества формульных единиц, распавшихся на ионы, к общему количеству вещества растворенных формульных единиц называется степенью электрической диссоциации

151. Закон, характеризующий зависимость степени диссоциации от концентрации (разведения) электролита и устанавливающий связь между константой диссоциации и степенью электролитической диссоциации, называется законом разведения Оствальда

155. Водородный показатель – это отрицательный десятичный логарифм концентрации водорастворимых ионов в водном растворе, характеризующий степень кислотности (щелочности) раствора

156. Гидроксидный показатель – это отрицательный десятичный логарифм числового значения равновесной концентрации в растворе гидроксидных ионов

157. При температуре 25 C pH + pOH равно 14

158. Диапазоном изменения значений pH при 25 C является

159. Диапазоном изменения значений pOH при 25 C является

160. Диапазоном изменения значений pH при 25 C для кислой среды является

161. Диапазоном изменения значений pH при 25 C для щелочной среды является

162. Диапазоном изменения значений pOH при 25 C для кислой среды является

163. Диапазоном изменения значений pOH при 25 C для щелочной среды является

164. Выражение [H⁺] = c является формулой для расчета равновесной концентрации ионов водорода в растворах одноосновных сильных кислот

165. Выражение [H⁺] = 2c является формулой для расчета равновесной концентрации ионов водорода в двухосновных сильных кислот

166. Выражение

является формулой для расчета равновесной концентрации ионов водорода в растворах слабых кислот при С меньше равно 100

167. Выражение является формулой для расчета равновесной концентрации ионов водорода в растворах слабых кислот С больше равно 100

,

168. При расчете pH многоосновных слабых кислот учитывают одну ступень дисоциации

169. При расчете pOH многокислотных слабых оснований учитывают только 1 ступень

170. Для сильных электролитов для расчета равновесных концентраций ионов водорода (для кислот) и гидроксид-ионов (для оснований) нельзя пренебречь диссоциацией воды при С меньше 10 в -6

171. Выражение является формулой для расчета равновесной концентрации ионов водорода в растворах сильных кислот с уч. диссоциации воды

172. Выражение является формулой для расчета равновесной концентрации гидроксид-ионов в растворах сильных щелочей с уч. диссоциации воды

173. Для слабых электролитов для расчета равновесных концентраций ионов водорода (для кислот) и гидроксид-ионов (для оснований) учет диссоциации воды необходимо вести при С меньше 10 в -4 моль\л

174. Выражение является формулой для расчета равновесной концентрации ионов водорода в растворах слабых кислот с уч. диссоциации воды

175. Выражение является формулой для расчета равновесной концентрации гидроксид-ионов в в растворах слабых щелочей с уч. диссоциации воды

176. В насыщенном растворе труднорастворимого сильного электролита произведение концентраций его ионов в степенях стехиометрических коэффициентов при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведение растворимости

177. Произведение неравновесных (текущих) молярных концентраций тех ионов, которые образуются при необратимой диссоциации сильного мало- или нерастворимого электролита, взятых в степенях, равных стехиометрическим индексам при формулах ионов в формуле электролита, называется ионное произведение

178. Утверждение о том, что если при смешении двух растворов, содержащих ионы, способные образовывать мало- или нерастворимый электролит, ионное произведение этого электролита превышает его произведение растворимости, то становится возможным выпадение осадка, а в противном случае осадок не выпадает, называется Правилом выпадения осадка

179. В общем случае взаимодействие ионов, образующихся при диссоциации солей с возникновением новых ионных равновесий, называется солеобразование

180. Реакция обменного разложения соли водой (реакция обратная реакции нейтрализации) называется гидролиз

181. Образующиеся при диссоциации соли ионы могут отрывать от молекулы воды катионы водорода или гидроксид-ионы, что приводит к прекращению выполнения равновесия, характерного для чистой воды, и среда раствора становится кислой или щелочной при гидролизе

182. В реакцию гидролиза вступают соли, образованные, либо слабой кислотой и сильным основанием, либо сильной кислотой и слабым основанием, либо слабыми кислотой и слабым основанием

183. Гидролиза нет и среда раствора нейтральная в случае солей, образованных сильными кислотой и основанием

184. Способность данной соли подвергаться гидролизу характеризует значение константы гидролиза соли

185. Доля вещества, подвергшегося гидролизу, называется степенью гидролиза

186. При гидролизе соли слабой кислоты и сильного основания имеет место обратимый гидролиз по аниону

187. При гидролизе соли слабого основания и сильной кислоты имеет место как обратимый так и необратимый гидролиз по катиону

188. При гидролизе соли слабого основания и слабой кислоты имеет место как обратимый так и необратимый гидролиз по обоим ионам

189. При гидролизе соли слабой кислоты и сильного основания происходит образование щелочи кислоты, либо кислоты соли

190. При обратимом гидролизе соли слабого основания и сильной кислоты происходит образование кислотна либо слаб осн., либо осн соли

191. При необратимом гидролизе соли слабого основания и сильной кислоты происходит образование кислоты и слаб. осн.

192. При необратимом гидролизе соли слабого основания и слабой кислоты происходит образование гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа

193. При обратимом гидролизе соли слабого основания и слабой кислоты происходит образование кислоты и кисл. соли и основ. или осн. соли