Іі рівень

2.7.1. Осмотичний тиск розчину гемоглобіну в воді, яка містить 124 г/л речовини при 17⁰ С дорівнює 4,40 кПа. Молярна маса гемоглобіну, розрахована методом осмометрії рівна:

2.7.2. 1 літр розчину містить 18,4 г гліцерину. Осмотичний тиск такого розчину при 25⁰С рівний:

2.7.3. На основі закону Вант-Гоффа розрахуйте осмотичний тиск 5% розчину глюкози при 37⁰С:

2.7.4. На основі закону Вант-Гоффа розрахуйте осмотичний тиск 0,2% розчину NaCl при 37⁰С:

3.7.5. На основі закону Вант-Гоффа розрахуйте осмотичний тиск 0,9% розчину NaCl при 25⁰С:

2.7.6. На основі закону Вант-Гоффа розрахуйте осмотичний тиск 10% розчину NaCl при 37⁰С::

2.7.7. На основі закону Вант-Гоффа розрахуйте осмотичний тиск 10% розчину глюкози при 37⁰С:

2.7.8. На основі закону Вант-Гоффа розрахуйте осмотичний тиск 0,9% розчину глюкози при 37⁰С:

2.7.9. На основі закону Вант-Гоффа розрахуйте осмотичний тиск 4,5% розчину глюкози при 37⁰С:

2.7.10. Розчин сахарози при 275⁰ К має осмотичний тиск 354,55 кПа. Скільки грамів сахарози знаходиться в 1 л розчину?

2.7.11. Розчин глюкози при 310⁰ К має осмотичний тиск 740 кПа. Скільки г глюкози міститься в 1 л розчину?

2.7.12. Розчин NaOH при 25⁰ К має осмотичний тиск 750 кПа. Скільки г NaOH міститься в 1 л розчину?

2.7.13. Скільки молей електроліту знаходиться в 1 л розчину, якщо його осмотичний тиск при 275⁰ К 750 кПа?

2.7.14. Розчин NaCl при 298 К має осмотичний тиск 380 кПа. Скільки грамів солі міститься в 1 л розчину?

2.7.15. Розчин NaCl при 310 К має осмотичний тиск 750 кПа. Скільки грамів солі міститься в 200 г такого розчину?

2.7.16. Обчислити осмотичний тиск розчину гемоглобіну при температурі 300К, якщо в 1л розчину міститься 124г гемоглобіну, враховуючи, що макромолекула гемоглобіну має глобулярну форму. R=8,31·10³л·Па/моль·К; М(гемоглобіну)=68000г/моль.

2.7.17. Розрахувати молярну масу неелектроліту, якщо при розчиненні 2,3г цієї речовини у воді, одержали 250 мл розчину, осмотичний тиск якого при 27⁰С дорівнює 249 кПа. R=8,31·10³л·Па/моль·К.

2.7.18. Розрахувати величину осмотичного тиску розчину, що містить 9,2г гліцерину (С₃Н₈О₃) в 100мл розчину при 25°С. R=8,31·10³л·Па/моль·К.

1.6. Термодинаміка

1.6.1. Параметри стану системи:

а) температура, тиск, об’єм, концентрація;

б) температура, ентальпія, ентропія, об’єм;

в) температура, концентрація, внутрішня енергія, вільна енергія;

г) тиск, концентрація, ентропія.

1.6.2. Функції стану системи:

а) внутрішня енергія, ентальпія, ентропія, вільна енергія;

б) внутрішня енергія, ентропія, температура, тиск;

в) ентропія, ентальпія, енергія Гіббса, температура;

г) внутрішня енергія, тиск, ізобарно-ізотермічний потенціал, ентропія.

1.6.3. Тепловий ефект хімічних реакцій:

а) кількість тепла, що виділяється чи поглинається при протіканні хімічної реакції;

б) кількість тепла, що виділяється при протіканні хімічної реакції;

в) кількість тепла, що поглинається при протіканні хімічної реакції;

г) кількість тепла, що затрачається на роботу.

1.6.4. Ізобарно-ізотермічний потенціал (енергія Гіббса) показує, що реакція може самовільно протікати в сторону утворення продуктів реакції, якщо:

а) G0; б) G0; в) G=0; г) Н0.

1.6.5. Стандартні умови визначаються наступними значеннями тиску і температури:

а) 101,3 кПа, 273 К; б) 101,3 кПа, 298 К;

в) 101,3 кПа, О К; г) 100,0 кПа, 273 К; д) 100,0 кПа, 298 К.

1.6.5. Для яких речовин стандартні теплоти утворення (АН°298) рівні нулю:

а)СО₂; б)Н₂О; в) Н₂; г) CO; д) О₃.

1.6.6. При складанні теплових балансів хімічних процесів часто неможливо експериментальне визначити тепловий ефект процесу. В цьому випадку для розрахунків застосовують закон:

а) Нернста; б) Рауля; в) Гесса; г) Фарадея; д) Вант-Гоффа.

1.6.7. За ізобарно-ізотермічних умов критерієм напрямку реакції є зниження:

а) енергії Гельмгольца; б) енергії Гіббса; в) внутрішньої енергії;

г) ентропії; д) ентальпії процесу.

1.6.8. Ентропія, як одна з основних термодинамічних функцій, є мірою:

а) внутрішньої енергії системи;

б) повної енергії системи;

в) енергії, яку не можна використати для виконання роботи;

г) енергія, яку можна використати для виконання роботи;

д) ентальпії.

1.6.9. Закон Гесса встановлює, що тепловий ефект хімічної реакції:

а) залежить від природи вихідних речовин;

б) залежить від природи продуктів речовин;

в) не залежить від природи вихідних речовин;

г) не залежить від природи продуктів речовин;

д) залежить від шляху перебігу реакції.

1.6.10. Ентропія ідеально утвореного кристалу індивідуальної речовини при абсолютному нулі:

а) дорівнює одиниці; б) дорівнює нулю; в) від'ємна; г) мінімальна; д) максимальна.

1.6.11. Яка термодинамічна функція є критерієм самочинного перебігу реакції в закритому автоклаві при сталому тиску:

а) енергія Гіббса; б) енергія Гельмгольца; в) внутрішня енергія; г) ентальпія; д) ентропія.

1.6.12 При сталому тиску і сталій температурі критерієм самочинного перебігу реакції є:

а) ентальпія; б) ентропія; в) енергія Гіббса; г) внутрішня енергія; д) енергія Гельмгольца.

1.6.13. Критерієм напрямку фізико-хімічних процесів є зменшення енергії Гіббса. При яких сталих факторах цей параметр дійсний:

а) температури і об'єму; б) температури і тиску;

в) маси і теплоємності; г) тиску і об'єму; д) температури і маси.

1.6.14 Часто неможливо визначити тепловий ефект процесу. В такому випадку для розрахунку застосовують закон:

а) Вант-Гоффа; б) Гесса; в) Нернста; г) Рауля; д) Фарадея.

1.6.15 Ентропія системи зменшується в процесі:

а) полімеризації; б) плавлення; в) випаровування; г) сублімації; д) дисоціації.

1.6.16 Енергія Гіббса є мірою:

а) внутрішньої енергії системи; б) ентальпії;

в) енергії, яку можна використати для використання роботи;

г) повної енергії; д) розсіяної енергії.

1.6.17. Для закритої системи термодинамічної системи перший закон термодинаміки має вираз:

a) ∆U = Q; б) ∆U = -A; в) ∆U = 0;

г) Q =∆U + А ; д) ∆U = Q + А.

1.6.18. При яких значеннях термодинамічних функцій можна визначити рівноважну температуру процесу:

а) ∆Н° = 0; б) ∆S° = 0;

в) ∆G⁰ = 0; г) ∆Н° = 0 і ∆S° = 0;

1.6.19. Обов'язковою умовою самочинного протікання процесу є:

а) ∆Н°>0; б) ∆Н°<0; в) ∆S° > 0; г) ∆S° < 0; д) ∆G⁰ < 0.

1.6.20. Для рівноважних хімічних процесів характерним є таке значення термодинамічних функцій:

а) ∆Н°>0; б) ∆S°<0; в) ∆Н° = 0; г) ∆G° = 0; д) ∆S° > 0.

1.6.21. При стандартних умовах одиницею вимірювання ентальпії є:

а) кДж/моль; б) Дж/моль; в) Дж/моль-К; г) Дж/моль-м2; д) кДж/моль-кал.

1.6.22. В якому з наведених нижче значень реакція можлива при будь якій температурі:

а) ∆Н > 0, ∆G > О, ∆S > 0;

б) ∆Н < 0, ∆G > 0, ∆S < 0;

в) ∆Н < 0, ∆G < 0, ∆S > 0;

г) ∆Н > 0, ∆G > О, ∆S < 0;

д) ∆Н > 0, ∆G < 0, ∆S > 0.

1.6.23. В якому з наведених нижче значень реакція не можлива при будь якій температурі:

а) ∆Н > 0, ∆G > 0, ∆S > 0;

б) ∆Н < 0, ∆G > 0, ∆S < 0;

в) ∆Н < 0, ∆G < 0, ∆S > 0;

г) ∆Н > 0, ∆G > 0, ∆S < 0;

д) ∆Н > 0, ∆G < 0, ∆S > 0.

1.6.24. Ентальпія – це:

а) термодинамічна функція, що чисельно характеризує міру перетворення енергії в тепло;

б) функція стану чисельно рівна сумі внутрішньої роботи системи і енергії роботи по зміні об’єму системи;

в) це зміна внутрішньої енергії системи, що виражає її тепловміст;

г) параметр стану системи, що виражає зміну внутрішньої енергії системи;

1.6.25. Перший закон термодинаміки:

а) закон збереження енергії;

б) всі види енергії переходять один в одного в еквівалентних кількостях;

в) теплота витрачається на зміну внутрішньої енергії системи;

г) теплота витрачається на виконання роботи проти зовнішніх сил.

1.6.26. Параметри стану системи:

а) температура, тиск, об’єм, концентрація;

б) температура, ентальпія, ентропія, об’єм;

в) температура, концентрація, внутрішня енергія, вільна енергія;

г) тиск, концентрація, ентропія.

1.6.27. Функції стану системи:

а) внутрішня енергія, ентальпія, ентропія, вільна енергія;

б) внутрішня енергія, ентропія, температура, тиск;

в) ентропія, ентальтилопія, енергія Гіббса, температура;

г) внутрішня енергія, тиск, ізобарно-ізотермічний потенціал, ентропія.

1.6.28. Тепловий ефект хімічних реакцій:

а) кількість тепла, що виділяється чи поглинається при протіканні хімічної реакції;

б) кількість тепла, що виділяється при протіканні хімічної реакції;

в) кількість тепла, що поглинається при протіканні хімічної реакції;

г) кількість тепла, що затрачається на роботу.

1.6.29. Ентропія – це:

а) міра імовірності і функція стану системи;

б) міра хаотичності частинок речовин;

в) частина енергії, що не може бути перетворена в роботу;

г) все разом.

1.6.30. Ізобарно-ізотермічний потенціал (енергія Гіббса) показує, що реакція може самовільно протікати в сторону утворення продуктів реакції, якщо:

а) G0; б) G0; в) G=0; г) Н0.

1.6.31. Закон Гесса:

а) Сумарний силовий ефект визначається початковим і кінцевим енергетичним станом речовин і не залежить від шляхів переходу або проміжних стадій;

б) Сумарний силовий ефект визначається початковим і кінцевим енергетичним станом речовин і залежить від шляхів переходу або проміжних стадій;

в) тепловий ефект реакції визначається кількістю теплоти, що виділяється в результаті реакції;

г) тепловий ефект реакції визначається кількістю теплоти, що поглинається в результаті реакції.

16.32. Живий організм – це термодинамічна система:

а) ізольована, гетерогенна;

б) закрита, гомогенна;

в) відкрита, гетерогенна;

г) відкрита, гомогенна.

1.6.33. Абсолютний запас внутрішньої енергії системи:

а) неможливо визначити;

б) визначається як сума всіх видів енергії;

в) визначається за температурою системи;

г) визначається як різниця всіх видів енергії.

1.6.34. Процес, який відбувається за сталої температури:

а) круговий; б) ізотермічний;

в) ізобарний; г) ізохорний.

1.6.35. Процес, який відбувається за сталого тиску:

а) круговий; б) ізотермічний;

в) ізобарний; г) ізохорний.

1.6.36. Процес, який відбувається при постійному об’ємі системи:

а) круговий; б) ізотермічний;

в) ізобарний; г) ізохорний.

1.6.37. Математичний вираз 1 закону термодинаміки:

а) Q = ∆U + A; б) ∆U = U₂ – U₁;

в) A = p∆V; г) Q = A - p∆V.

1.6.38. Стандартне значення ентальпії реакції (∆Н₂₉₈) можна розрахувати:

а) Як різницю стандартних значень кінцевих продуктів реакції і вхідних;

б) як суму стандартних значень кінцевих продуктів реакції і вхідних;

в) Як різницю стандартних значень кінцевих продуктів реакції і вихідних речовин;

г) як суму стандартних значень кінцевих продуктів реакції і вихідних речовин.

1.6.39. Значення ентальпії чисельно визначається рівнянням:

а) Н = U + pV; б) ∆U = U₂ – U₁;

в) Q = ∆U + A; г) ∆H = H₂ – H₁.

1.6.40. Тепловий ефект хімічної реакції називають:

а) ентальпією; б) ентропією;

в) ізоберно-ізотермічним потенціалом;

г) внутрішньою енергією.

ІІ рівень

2.6.1. Розрахувати калорійність 200г молока, яке вміщує 3,2% жирів, 5,5% вуглеводів, та 26,6% білків, якщо ∆Н_згор(жирів) = -39,9 кДж/г, а ∆Н_згор (білків) = -17,6 кДж/г. ∆Н°_згор(вуглеводів) = -19,6 кДж/г.

2.6.2. Розрахувати можливість самодовільного процесу при Т°=298К, якщо ∆Н⁰ =300 кДж, ∆S° = 26Дж/К.

2.6.3. Розрахувати калорійність 100г бісквіту, у якому ω(вуглеводів)= 23%, ω(жирів)=15% та 36% білків, якщо калорійність їх відповідно становить 19,6 кДж/г, 38,9 кДж/г та 17,6 кДж/г.

2.6.4. Окиснення етилового спирту в організмі людини проходить через стадію утворення оцтового альдегіду з подальшим окисленням його до оцтової кислоти. Розрахуйте ∆H реакції окиснення етанолу до оцтової кислоти, використовуючи наслідок із закону Гесса.

2.6.5. Обчислити ентальпію (∆Н₂₉₈) реакції і зробити висновок про тепловий ефект реакції:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О(г)

2.6.6. Обчислити ентропію хімічної реакції і зробити висновок про імовірність даного процесу:

2Н₂ + О₂ = 2Н₂О(г)

2.6.7. Визначити енергію Гіббса для реакції і визначити можливість самовільного протікання процесу при стандартних умовах: 2Н₂ + О₂ = 2Н₂О(г)

2.6.8. Обчислити ентальпію (∆Н₂₉₈) реакції і зробити висновок про тепловий ефект реакції:

4NH₃ + 3 O₂ =2N₂ + 6H₂O

2.6.9. Обчислити ентропію хімічної реакції і зробити висновок про імовірність даного процесу:

4NH₃ + 3 O₂ =2N₂ + 6H₂O

2.6.10. Визначити енергію Гіббса для реакції і визначити можливість самовільного протікання процесу при стандартних умовах: 4NH₃ + 3 O₂ =2N₂ + 6H₂O

2.6.11. Визначте скільки енергії може виділитись в організмі людини при окисленні 5г цукру.

2.6.12. Для нормальної діяльності студента необхідно затратити 12500-15000 кДж (3000- 3600ккал) енергії. Розрахуйте в якій кількості цукру міститься необхідна кількість енергії?

2.6.13. Обчислити ентальпію реакції і зробити висновок про тепловий ефект реакції: С +О₂ =СО₂

2.6.14. Обчислити ентропію хімічної реакції і зробити висновок про імовірність даного процесу: С+О₂ =СО₂

2.6.15. Визначити енергію Гіббса для реакції і визначити можливість самовільного протікання процесу при стандартних умовах: С +О₂ =СО₂

2.6.16. Для нормальної діяльності студента необхідно затратити 12500-15000 кДж (3000- 3600ккал) енергії. Розрахуйте в якій кількості хліба міститься необхідна кількість енергії?

2.6.17. озрахуйте скільки теплоти виділиться при взаємодії 1 моля гідроксиду кальцію з надлишком фосфатної кислоти.

2.6.18. Розрахуйте ∆Н і ∆S реакції і визначити чи може в стандартних умовах протікати в прямому напрямку реакція: 2СО + О₂ = 2СО₂