9.2 Формы и содержание текущего контроля

9.2.1 Формы текущего контроля

1. Формы и содержание текущего контроля знаний

   0. Формы текущего контроля знаний

№ п/п	Наименование раздела дисциплины	Форма текущего контроля
		Входное тестирование	Контрольная работа	Написание реферата	Выполнение индивидуального задания	Оценка качества выполнения лабораторных работ	Итоговое тестирование
1	Раздел 1	+	-	-	-	-	+
2	Раздел 2	+	+	+	+	-	+
3	Раздел 3	+	+	-	+	+	+
4	Раздел 4	+	+	+	+	+	+
5	Раздел 5	+	+	+	+	+	+
6	Раздел 6	+	+	+	+	+	+
7	Раздел 7	+	-	-	+	+	+
8	Раздел 8	+	-	+	+	+	+
9	Раздел 9	+	-	-	+	+	+

Примеры тестовых заданий для текущего контроля

Химическая термодинамика

№1 Свойства внутренней энергии системы в общем случае:

1. Функция состояния системы;

2. Экстенсивная функция;

3. Интенсивная функция;

4. Функция, равная теплоте процесса;

5. Функция, равная работе процесса;

6. Абсолютное значение функции неизвестно.

№2 Выражения, справедливые для изохорной теплоемкости С_v одного моля идеального газа:

1. (H/T)_p ;

2. (U/T)_v ;

3. (G/T)_p ;

4. (A/T)_v ;

5. C_p-R ;

6. U+A.

№3 Выражение первого начала термодинамики, записанное с использованием работы системы А и теплоты процесса Q, имеет вид:

1. Q=U-A;

2. Q=U+A;

3. U=Q+A;

4. U=Q-A;

5. A=U+Q.

№4 Выражения, справедливые для адиабатического процесса с идеальным газом:

1. P=const;

2. V=const;

3. T=const;

4. PV^=const;

5. A=0;

6. Q=0.

№5 Условия, отличающие изолированную термодинамическую систему:

1. Исключен обмен веществом и энергией с окружающей средой;

2. Возможен обмен энергией с окружающей средой, но исключен обмен веществом;

3. Возможен обмен веществом с окружающей средой, но исключен обмен энергией;

4. Возможен обмен веществом и энергией с окружающей средой.

№6 Работа системы при обратимом изобарном расширении n моль идеального газа от объема V₁ до объема V₂:

1. P(V₂-V₁);

2. nRTln(V₂/V₁);

3. 0;

4. –nC_v(T₂-T₁).

№7 Теплота процесса при обратимом изохорном нагревании n моль идеального газа от температуры Т₁ до температуры Т₂ выражается как:

1. nR(T₂-T₁);

2. nR(lnT₂-lnT₁);

3. nC_v(T₂-T₁);

4. nC_p(T₂-T₁).

№8 Термохимическое уравнение Кирхгоффа может выражать зависимость:

1. Энтальпии вещества от температуры при постоянном давлении;

2. Теплоемкости вещества от температуры при постоянном давлении;

3. Энтальпии вещества от давления при постоянной температуре;

4. Теплоемкости вещества от давления при постоянной температуре;

5. Изменения энтальпии в процессе от температуры при постоянном давлении;

6. Изменения энтальпии в процессе от давления при постоянной температуре.

№9 Укажите реакции, для которых можно пренебречь разностью между изменением энтальпии и изменением внутренней энергии:

1. Са(OH)₂ (p-p) + CO₂ (г) = CaCO₃ (тв) + H₂O (ж);

2. CaO (тв) + CO₂ (г) = CaCO₃ (тв);

3. 2AsH₃ (г) = 2As (тв) + 3H₂ (г);

4. Pb (тв) + PbO₂ (тв) = 2PbO (тв).

№10 Математическое выражение второго начала термодинамики в наиболее общем виде:

1. S0;

2. S0;

3. S=Q/T;

4. S=H/T;

5. dS=Q/T;

6. dSQ/T.

Фазовое и химическое равновесие

№1 Установите соответствие: А) Реакции в идеальной газовой фазе, равновесие которых при уменьшении общего давления смещается влево (в сторону исходных веществ); Б) Реакции в идеальной газовой фазе, равновесие которых при уменьшении общего давления смещается вправо (в сторону продуктов); В) Реакции в идеальной газовой фазе, на равновесие которых не влияет изменение общего давления.

1. 2NO₂ (г) = 2NO (г) +O₂ (г);

2. N₂ (г) + 3H₂ (г) = 2NH₃ (г);

3. H₂ (г) + I₂ (г) = 2HI (г);

4. 2SO₂ (г) + O₂ (г) = 2SO₃ (г);

5. CO (г) + H₂O (г) = CO₂ (г) + H₂ (г);

6. CH₄ (г) + H₂O (г) = CO (г) + 3H₂ (г);

7. CH₄ (г) + CO₂ (г) = 2CO (г) + 2H₂ (г).

№2 Уравнения, справедливые для констант равновесия, выраженных через равновесные парциальные давления (Р), мольные доли (N) или молярные концентрации (С), для химических реакций в идеальной газовой фазе:

1. K_p=K_c/K_N ;

2. K_p=K_c/(RT)^ ;

3. K_p=K_NP^ ;

4. K_p=K_cK_N ;

5. K_c=K_p/(RT)^ ;

6. K_p=K_N/P^ .

№3 Уравнение Клапейрона-Клаузиуса описывает зависимость равновесного давления от температуры для:

1. Однокомпонентной однофазной системы;

2. Однокомпонентной двухфазной системы;

3. Однокомпонентной трехфазной системы;

4. Двухкомпонентной однофазной системы;

5. Двухкомпонентной двухфазной системы;

6. Двухкомпонентной трехфазной системы.

№4 На диаграмме состояния чистого вещества имеются точки:

1. Эвтектики;

2. Тройные;

3. Перитектики.

№5 Взаимные переходы кристаллических модификаций чистого вещества, которые могут протекать как в прямом, так и в обратном направлениях в условиях равновесия:

1. Монотропные;

2. Энантиотропные;

3. Необратимые;

4. Обратимые.

№6 Находящаяся в состоянии равновесия система 2SO₂ (г) + O₂ (г) = 2SO₃ (г):

1. Гомогенная;

2. Гетерогенная;

3. Однофазная;

4. Двухфазная;

5. Трехфазная;

6. Четырехфазная.

№7 Число степеней свободы системы, состоящей из К компонентов и Ф фаз, на которую из внешних условий влияют только давление и температура:

1. К+Ф+2;

2. К+Ф-2;

3. К-Ф+2;

4. К-Ф-2;

5. Ф-К+2;

6. Ф-К-2.

№8 Диаграмма состояния воды при невысоких давлениях:

Р В

С 

1 2

О

4,579

мм рт.ст. 3

D

А

0,0076 ^оС (273К) Т

Выберите номер области существования жидкости на фазовой диаграмме воды.

№9 Линии ликвидуса на диаграмме плавкости системы АВ:

Т с   b o a   p А S V В

1. oS и pV;

2. co и bp;

3. ca и ba;

4. ca и co;

5. ba и bp.

№10 Фазовая диаграмма двухкомпонентной системы с одним химическим соединением A_xB_y, плавящимся конгруэнтно:

Т

a 

c

b

D F K

S E V

А Э₁ A_xB_y Э₂ В

В эвтектическом равновесии, представленном коннодой SEV сосуществуют фазы:

1. Кристаллы А, кристаллы В и жидкость;

2. Кристаллы А, кристаллы В и кристаллы A_xB_y ;

3. Кристаллы А, кристаллы A_xB_y и жидкость;

4. Кристаллы В, кристаллы A_xB_y и жидкость;

5. Кристаллы А и кристаллы A_xB_y ;

6. Кристаллы В и кристаллы A_xB_y ;

7. Только кристаллы А;

8. Только кристаллы В;

9. Только кристаллы A_xB_y .

№11 На диаграмме состояния для чистого вещества имеются линии:

1. Равновесия жидкость-пар;

2. Равновесия трех фаз;

3. Равновесия двух газообразных фаз;

4. Равновесия кристаллы-пар;

5. Равновесия жидкость-кристаллы.

Растворы

№1 Метод исследования разбавленных растворов, основанный на сравнении температуры начала кипения раствора и температуры кипения растворителя при постоянном давлении:

1. Калориметрия;

2. Криоскопия;

3. Осмометрия;

4. Эбуллиоскопия;

5. Фотометрия.

№2 Изотонический коэффициент Вант-Гоффа это поправка, учитывающая:

1. Увеличение равновесного давления пара над чистым растворителем при нагревании;

2. Непостоянство давления при нагревании или охлаждении раствора;

3. Различие молярных масс растворителя и растворенного вещества;

4. Изменение числа частиц в растворе при диссоциации или ассоциации молекул;

5. Изменение плотности раствора при диссоциации или ассоциации молекул;

6. Изменение изотопного состава молекул растворенного вещества.

№3 Ионная сила раствора выражается через моляльности ионов m_i и их заряды z_i формулой:

1. m_iz_i ;

2. 1/2m_iz_i ;

3. (m_iz_i)² ;

4. 1/2(m_iz_i)² ;

5. m_iz_i² ;

6. 1/2m_iz_i² .

№4 При бесконечном разведении эквивалентная электропроводность водного раствора электролита равна:

1. Нулю;

2. Электропроводности воды;

3. Сумме предельных подвижностей ионов;

4. Разности предельных подвижностей ионов;

5. Произведению предельных подвижностей ионов.

№5 Повышение температуры начала кипения разбавленного раствора нелетучего растворенного вещества в летучем растворителе по сравнению с температурой кипения растворителя выражается формулой Т=iEm в этой формуле обозначена:

1. Масса растворителя;

2. Масса растворенного вещества;

3. Масса раствора;

4. Молярная концентрация растворенного вещества;

5. Моляльная концентрация растворенного вещества;

6. Число моль растворенного вещества в растворе.

№6 Эквивалентная электропроводность водного раствора электролита максимальна:

1. В его насыщенном растворе;

2. В его пересыщенном растворе;

3. При бесконечном разведении;

4. В его разбавленном растворе;

5. В его концентрированном растворе.

№7 С увеличением концентрации растворенного вещества температура кристаллизации раствора:

1. Понижается;

2. Повышается;

3. Не изменяется;

4. Увеличивается пропорционально квадрату концентрации;

5. Убывает по экспоненциальному закону;

6. Растет по экспоненциальному закону.

№8 Азеотропный раствор – это раствор:

1. Пар над которым имеет тот же состав, что и жидкость;

2. Пар над которым более обогащен легколетучим компонентом;

3. Имеющий самую большую мольную массу;

4. Нелетучего вещества;

5. Соответствующий точке эвтектики.

Электрохимия

№1 Электрод, стандартный электродный потенциал которого при 298 К в водном растворе принят равным нулю:

1. Хлорсеребряный;

2. Каломельный;

3. Кислородный в растворе кислоты;

4. Кислородный в растворе щелочи;

5. Водородный в растворе кислоты;

6. Водородный в растворе щелочи.

№2 Число Z, входящее в уравнение Нернста соответствует:

1. Числу электронов, участвующих в реакции;

2. Числу электродных реакций;

3. Зарядовому числу анионов в растворе;

4. Зарядовому числу ионов гидроксония;

5. Произведению зарядовых чисел катионов и анионов.

№3 Используемый в хингидронном электроде хингидрон представляет собой:

1. Эквимолекулярное соединение хинона и гидроксиламина;

2. Легко растворимая смесь хинона и гидроокиси хрома;

3. Малорастворимое соединение;

4. Малорастворимое соединение хинона со следами гидрохинона;

5. Эквимолекулярное соединение хинона и гидрохинона.

№4 Каломельный электрод относится к:

1. Окислительно-восстановительным;

2. Электродам 1 рода;

3. Электродам 2 рода;

4. Электродам сравнения;

5. Ионообменным электродам.

№5 Металл, используемый в газовых электродах должен:

1. Участвовать в электродной реакции;

2. Служить катализатором электродной реакции;

3. Быть инертным к электродной реакции;

4. Иметь сильно развитую поверхность.

№6 Концентрационным называется гальванический элемент, у которого:

1. Величина ЭДС определяется изменением энергии Гиббса в самопроизвольной химической реакции;

2. Величина ЭДС определяется изменением энергии Гиббса в самопроизвольной химической реакции и не зависит о концентрации реагентов и продуктов;

3. Величина ЭДС определяется изменением энергии Гиббса в самопроизвольной химической реакции и зависит от концентрации реагентов и продуктов;

4. Электроды содержат одни и те же фазы, величина ЭДС определяется отношением активности веществ или ионов;

5. Величина ЭДС определяется только разностью температур электродов.

№7 Известны следующие методы измерения ЭДС гальванического элемента:

1. Потенциометрический;

2. Полярографический;

3. Компенсационный;

4. Кондуктометрический;

5. Метод вольтметра с высоким внутренним сопротивлением.

№8 Для нормально разомкнутого гальванического элемента электродвижущая сила равна:

1. Разности электродных потенциалов на выводах гальванического элемента;

2. Падению напряжения на внешнем участке цепи с гальваническим элементом;

3. Напряжению на выводах работающего элемента;

4. Произведению тока на сумму сопротивлений;

5. Полусумме произведений квадратов зарядов частиц на концентрацию.

№9 Величину гальванического элемента можно рассчитать:

1. С помощью уравнения Фарадея;

2. С помощью уравнения Фрумкина;

3. С помощью уравнения Нернста;

4. С помощью уравнения Гиббса-Дюгема;

5. Как разность условных электродных потенциалов.

№10 Для расчета ЭДС с помощью уравнения Нернста необходимо знать:

1. Стандартную ЭДС элемента и температуру;

2. ЭДС нормального элемента Вестона;

3. Стехиометрическое уравнение реакции в элементе;

4. Электропроводность растворов, входящих в состав элемента;

5. Атмосферное давление.

№11 Химический гальванический элемент с двумя электродами первого рода:

1. Cu|Zn|ZnCl₂ (р-р)||CuCl₂ (р-р)|Cu;

2. Zn|ZnCl₂ (р-р)||ZnCl₂ (р-р)|Zn;

3. Ag|Zn|ZnCl₂ (р-р)||KCl (р-р)|AgCl (тв)|Ag;

4. Ag|AgCl (тв)|KCl (р-р)||KCl (р-р)|AgCl (тв)|Ag;

5. Pt|Ag|AgCl (тв)|KCl (р-р)|Cl₂, Pt;

6. Ag|Zn|ZnCl₂ (р-р)|AgCl (тв)|Ag.

Химическая кинетика и катализ

№1 Стадия, определяющая скорость реакции:

1. Быстрая стадия;

2. Медленная стадия;

3. Разность скоростей всех стадий;

4. Сумма скоростей всех стадий.

№2 На активность катализатора влияет:

1. Наличие активных адсорбционных центров;

2. Химический состав;

3. Достаточно развитая поверхность;

4. Характер пористости катализатора.

№3 Гетерогенными каталитическими реакциями называют такие, у которых:

1. Реагирующие вещества находятся в различных фазах;

2. Реагирующие вещества и продукты реакции находятся в различных фазах;

3. Катализатор составляет самостоятельную фазу;

4. Катализатор и продукты реакции находятся в различных фазах.

№4 Радикальными реакциями являются:

1. Получение HCl из Cl₂ и H₂;

2. Образование воды из H₂ O₂;

3. Образование HI из H₂ и I₂;

4. Окисление углеводородов.

№5 Под специфичностью катализатора понимают:

1. Способность катализатора увеличивать скорость реакций, для которых одно из реагирующих веществ является общим;

2. Способность катализатора влиять только на одну из реакций при наличии нескольких параллельных реакций;

3. Способность катализатора изменять скорость реакции только для одного из изомеров;

4. Способность катализатора увеличивать скорость реакции только между определенной парой реагирующих веществ.

№6 Размерность константы скорости реакции первого порядка:

1. м/с;

2. 1/с;

3. м³/(мольс);

4. м⁶/(моль²с);

5. с/м.

№7 В совокупности стадий неразветвленной цепной реакции образования фосгена (СО + Сl₂ = COCl₂) выберите стадии развития цепи:

1. Cl₂ + M  2Cl + M;

2. Cl + X (стенка)  XCl (стенка);

3. 2Cl + M  Cl₂ + M;

4. Cl + CO + M  COCl + M;

5. COCl  Cl + CO;

6. COCl + Cl₂  COCl₂ + Cl.

№8 Молекулярностью реакции называется:

1. Количество различных видов частиц исходных веществ;

2. Количество различных видов частиц исходных веществ и продуктов;

3. Количество частиц исходных веществ, взаимодействующих в одном элементарном акте превращения;

4. Количество частиц, взаимодействующих и образующихся в одном элементарном акте превращения;

5. Показатель степени при концентрации в дифференциальной форме кинетического уравнения;

6. Показатель степени при концентрации в интегральной форме кинетического уравнения.