Билеты по химии за курс 11 класса.

Билеты по химии за курс 11 класса.

Билет №1

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.

В 1869 г. Д. И. Менделеев на основе анализа свойств простых веществ и соединений сформулировал Периодический закон:

Свойства простых тел... и соединений элементов находятся в периодической зависимости от вели­чины атомных масс элементов.

На основе периодического закона была составлена периодическая система элементов. В ней элементы со сходными свойствами оказались объединены в верти­кальные столбцы — группы. В некоторых случаях при размещении элементов в Периодической системе приходилось нарушать последовательность возрастания атомных масс, чтобы соблюда­лась периодичность повторения свойств. Например, пришлось "поменять местами" теллур и йод, а также аргон и калий.

Причина состоит в том, что Менделеев предложил периодической закон в то время, когда не было ничего известно о строении атома.

После того, как в XX веке была предложена планетарная модель атома, периодический закон формулируется следующим образом:

Свойства химических элементов и соединений на­ходятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.

Заряд ядра равен номеру элемента в периодической системе и числу электронов в электронной оболочке атома.

Эта формулировка объяснила "нарушения" Перио­дического закона.

В Периодической системе номер периода равен числу электронных уровней в атоме, номер группы для эле­ментов главных подгрупп равен числу электронов на внешнем уровне.

Причиной периодического изменения свойств химиче­ских элементов является периодическое заполнение электронных оболочек. После заполнения очередной оболочки начинается новый период. Периодическое изменение элементов ярко видно на изменении состава и свойств и свойств оксидов.

Научное значение периодического закона. Периоди­ческий закон позволил систематизировать свойства хи­мических элементов и их соединений. При составлении периодической системы Менделеев предсказал сущест­вование многих еще не открытых элементов, оставив для них свободные ячейки, и предсказал многие свойст­ва неоткрытых элементов, что облегчило их открытие

Билет №2

Строение атомов химических элементов на примере элементов второго периода и IV-A группы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности в изменении свойств этих химических элементов и образованных ими простых и сложных веществ (оксидов, гидроксидов) в зависимости от строения их атомов.

При перемещении слева направо вдоль периода металлические свойства элементов стано­вятся все менее ярко выраженными. При перемещении сверху вниз в пределах одной группы элементы, наоборот, обнаруживают все более ярко выраженные металлические свойства. Элементы, расположенные в средней части коротких периодов (2-й и 3-й периоды), как правило, имеют каркасную ковалентнуто структуру, а элементы из правой части этих периодов существуют в виде простых ковалентных молекул.

Атомные радиусы изменяются следующим образом: уменьшаются при перемещении слева направо вдоль периода; увеличиваются при перемещении сверху вниз вдоль группы. При перемещении слева направо по периоду возрастает электроотрицательность, энергия ионизации и сродство к электрону, которые достигают максимума у галогенов. У благородных же газов электроотрицательность равна 0. Изменение сродства к электрону элементов при перемещении сверху вниз вдоль группы не столь характерны, но при этом уменьшается электроотрицательность элементов.

В элементах второго периода заполняются 2s, а затем 2р-орбитали.

Главная подгруппа IV группы периодической системы химических элементов Д. М. Менделеева содержит углерод С, кремний Si, германий Ge, олово Sn и свинец Pb. Внешний электронный слой этих элементов содержит 4 электрона (конфигурация s²p²). Поэтому элементы подгруппы углерода должны иметь некото­рые черты сходства. В частности, их высшая степень окисления одинакова и равна +4.

А чем обусловлено различие в свойствах элементов подгруппы? Различием энергии ионизации и радиуса их атомов. С увеличением атомного номера свойства элементов закономерно изменяются. Так, углерод и кремний — типичные неметаллы, олово и свинец — металлы. Это проявляется прежде всего в том, что углерод образует простое вещество-неметалл (алмаз), а свинец типичный металл.

Германий занимает промежуточное положение. Согласно строению электронной оболочки атома p-элементы IV группы имеют четные степени окисления: +4, +2, – 4. Фор­мула простейших водородных соединений — ЭН₄, причем связи Э—Н ковалентны и равноценны вследствие гибридизации s- и р- орбиталей с образованием направленных под тетраэдрическими углами sp³ -орбиталей.

Ослабление признаков неметаллического элемента означает, что в подгруппе (С—Si—Ge—Sn—Pb) высшая положительная степень окисления +4 становится все менее характерной, а более типичной становится степень окисления +2. Так, если для углеро­да наиболее устойчивы соединения, в которых он имеет степень окисления +4, то для свинца устойчивы соединения, в которых он проявляет степень окисления +2.

А что можно сказать об устойчивости соединений элементов в отрицательной степени окисления —4? По сравнению с неме­таллическими элементами VII—V групп признаки неметалличе­ского элемента р-элементы IV группы проявляют в меньшей степени. Поэтому для элементов подгруппы углерода отрицатель­ная степень окисления нетипична.

Билет №3.

Виды химической связи и способы ее образования в неорганических соединениях: ковалентная (полярная, неполярная, простые и кратные связи), ионная, водородная.

Ковалентная связь образуется за счет перекрывания электронных облаков двух атомов. Каждый атом предоставляет один неспаренный электрон для образования одной химической связи, при этом происходит образование общей электронной пары. Если ковалентная связь образуется между двумя одинаковыми атомами, она называется неполярной.

Если ковалентная связь образуется между двумя различными атомами, общая электронная пара смеща­йся к атому с большей электроотрицательностью (электроотрицательностью называется способность атома притягивать электроны). В этом случае возникает полярная ковалентная связь.

Частным случаем ковалентной связи является донорно-акцепторная связь. Для ее образованья у одного атома должна быть свободная орбиталь на внешнем электронном уровне, а у другого — пара электронов. Один атом (донор) предоставляет другому (акцептору) свою электронную пару, в результате она становится общей, образуется химическая связь. Пример — моле­кула СО:

Ионная связь образуется между атомами с сильно отличающейся электроотрицательностью. При этом один атом отдает электроны и превращается в положи­тельно заряженный ион, а атом, получивший электро­ны, в отрицательно заряженный. Ионы удерживаются вместе за счет сил электростатического притяжения.

Водородная связь образуется между полярными мо­лекулами (вода, спирты, аммиак) за счет притяжения разноименных зарядов.

Прочность водородной связи существенно (~20 раз) меньше, чем ионной или ковалентной связи.

Билет №4.

Билет №5.

Электролиты и неэлектролиты

Электрический ток — направленное движение заря­женных частиц под действием внешнего электромагнит­ного поля.

Заряженные частицы:

электроны — ток в металлах;

ионы — ток в растворах.

Билет №5. (углубленный)

Билет №6.

Билет №7.

Билет №8.

Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции (зависимость скорости от природы, концентрации вещества, площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ, температуры, катализатора).

Скоростью химической реакции называется изме­нение количества вещества за единицу времени в единице объема.

Скорость реакции зависит от природы реагирующих веществ.

При реакции металлов с соляной кислотой, чем левее расположен металл в раду напряжений, тем быстрее протекает реакция, а металлы, находящиеся правее водорода, не реагируют вообще:

Скорость реакции увеличивается при увеличении концен­трации реагирующих веществ.

Горение веществ в чистом кислороде происходит быстрее, чем в воздухе, содержание кислорода в котором составляет 21%:

Скорость реакции увеличивается при увеличении поверхности соприкосновения реагирующих веществ.

Железные опилки быстрее реагируют с соляной кислотой, чем железные гвозди:

Билет №9.

Общая характеристика металлов главных подгрупп I – III групп (I-A – III-A групп) в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенности строение их атомов, металлическая химическая связь, химические свойства металлов как восстановителей.

В периодической системе элементов металлы в основном располагаются в главных подгруппах I—Ill групп, а также в побочных подгруппах.

В IA группе у атомов элементов на внешнем энергетическом уровне находится 1 электрон в состоянии s¹, во IIA группе у атомов на внешнем ЭУ 2 электрона в состоянии s². Эти элементы относятся к s-элементам. В IIIA группе у всех элементов на внешнем ЭУ 3 электрона в состоянии s²p¹. Они относятся к p-элементам.

В IA группу входят щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, активность которых при движении сверху вниз увеличивается вследствие увеличения радиуса атомов, металлические свойства возрастают также, как и у щелочеземельных металлов IIA группы Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra и металлов IIIA группы Al, Ga, In, Tl.

Оксиды типа R₂O характерны только для Li, для всех остальных щелочных металлов характерны пероксиды R₂O₂, которые являются сильными окислителями.

Все металлы этих групп образуют основные оксиды и гидроксиды, кроме Be и Al, которые проявляют амфотерные свойства.

Химические свойства. Атомы металлов имеют больший радиус, чем атомы неметаллов, поэтому легко те­ряют валентные электроны. Вследствие этого металлы проявляют восстановительные свойства.

Билет №10.

Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV – VII групп (IV-A – VII-A) в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов. Изменение окислительно-восстановительных свойств неметаллов на примере элементов VI-A группы.

При движении сверху вниз по группам увеличивается радиус атома и следовательно уменьшаются окислительные свойства.

Сравнительная характеристика окисли­тельно-восстановительных свойств неметаллов на примере кислорода и серы.

Схемы электронных оболочек:

На внешнем электронном уровне атомов кислорода и серы находится по 6 электронов.

У кислорода окислительные свойства выражены силь­нее, так как радиус атома меньше и валентные элек­троны сильнее притягиваются к ядру. Для кислорода наиболее характерна степень окисления —2, прояв­ляющаяся при достройке внешнего энергетического уровня до 8 электронов.

Сера также может являться окислителем, проявляя степень окисления —2, но характерны также степени окисления +4 (при потере 4 р-электронов) и +6 (при потере всех шести валентных электронов).

В реакциях с металлами ки­слород и сера проявляют окислительные свойства, обра­зуя оксиды и сульфиды соответственно:

В реакциях с неметаллами кислород проявляет свойства окислителя:

Сера может быть как окислителем

так и восстановителем:

Сера выступает в роли восстановителя в реакции с концентрированной азотной кислотой:

Билет №11.

Билет №12.

Электролиз растворов и расплавов солей (на примере хлорида натрия). Практическое значение электролиза.

Билет №12 (углубленно).

Электролиз растворов и расплавов солей (на примере хлорида натрия). Практическое значение электролиза.

Совокупность химических реакций, которые протекают на электро­дах в растворах или расплавах при пропускании через них электричес­кого тока, называется электролизом.

Указанную совокупность реакций принято подразделять на пер­вичные и вторичные процессы. Первичные процессы — окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах и ведущие, как правило, к образованию электрически нейтральных активных мо­лекулярных или атомных частиц. Вторичные процессы — реакции вза­имодействия активных частиц, образовавшихся в первичных процес­сах, со средой. Например, при электролизе раствора сульфата нат­рия протекают следующие электродные реакции:

Первичные реакции

Вторичные реакции

Приведенная совокупность химических реакций может быть пред­ставлена суммарным процессом:

Из этого примера видно, что при электролизе, как и при работе химического источника тока, на аноде происходят процессы окисле­ния, а на катоде — восстановления. При этом анод заряжен положи­тельно (+), а катод — отрицательно (—). Отметим, что при работе химического источника тока, напротив, анод заряжается отрицатель­но, а катод — положительно, поскольку в этом случае протекают процессы, обратные электролизу.

При электролизе как на аноде, так и на катоде могут происходить конкурирующие процессы.

При проведении электролиза с использованием инертного (нерас­ходуемого) анода (например, графита), как правило, конкурирующими являются два окислительных и два восстановительных процесса:

на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов

на катоде — восстановление катионов и ионов водорода

При проведении электролиза с использованием активного (расхо­дуемого) анода процесс усложняется и конкурирующими реакциями на электродах являются следующие:

на аноде — окисление анионов и гидроксид-ионов;

анодное растворение металла — материала анода

на катоде — восстановление катиона соли и ионов водорода;

восстановление катионов металла, полученных при растворении анода

При выборе наиболее вероятного процесса на аноде и катоде сле­дует исходить из положения, что будет протекать та реакция, для которой требуется наименьшая затрата энергии. Кроме того, для вы­бора наиболее вероятного процесса на аноде и катоде при электро­лизе растворов солей с нерасходуемым электродом используют следую­щие правила.

1. На аноде могут образовываться следующие продукты: а) при окислении анионов выделяется кислород; б) при окислении анионов выделяются соответственно хлор, бром, иод; в) при окислении анконов органических кислот про­исходит процесс:

2. Если конкурирующими процессами на катоде является восста­новление катионов (металл стоит в электрохимическом ряду напря­жений металлов левее водорода) и ионов водорода, то при этом выде­ляется водород.

В тех случаях, когда в процессе электролиза используется ак­тивный (расходуемый) анод, то последний будет окисляться в ходе электролиза и переходить в раствор в виде катионов. Энергия элект­рического тока при этом расходуется ка перенос металла с анода на катод. Данный процесс широко используется при рафинировании (очистка) металлов. Так, на этом принципе основано, в частности, получение чистой меди из загрязненной. В раствор медного купоро­са погружают пластины из очищенной и неочищенной меди. Плас­тины соединяют с источником постоянного тока таким образом, чтобы первая из них (очищенная медь) была отрицательным электродом (катод), а вторая — положительным (анод). В результате пластина из неочищенной меди растворяется и ионы меди из раствора осаждают­ся на катоде. При этом примесь остается в растворе или оседает на дно ванны. Этот же принцип используется для защиты метал­лов от коррозии путем нанесения на защищаемое изделие тонких слоев хрома или никеля.

Для получения высокоактивных металлов (натрия, алюминия, маг­ния, кальция и др.), легко вступающих во взаимодействие с водой, применяют электролиз расплава солей:

Зависимость количества вещества, образовавшегося под действием электрического тока, от времени, силы тока и природы электроли­та может быть установлена на основании обобщенного закона Фа-радея:

где m — масса образовавшегося при электролизе i-вещества (г); Э — эквивалентная масса i-вещества (г/моль); М — молярная масса i-вещества (г/моль); n — заряд i-иона; I — сила тока (A); t — продолжительность процесса; F — константа Фарадея, характери­зующая количество электричества, необходимое для выделения 1 экви­валентной массы вещества (F = 96 500 К = 26,8 А•ч).

Билет №13.

Билет №14.

Высшие оксиды химических элементов третьего периода. Закономерности в изменении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе Д. И. Менделеева. Характерные химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных.

Реакционная способность элементов во взаимодействии с кислородом, вообще говоря, уменьшается при перемещении вправо вдоль каждого периода. На­пример, в 3-м периоде два s-металла, натрий и магний, и два р-элемента, алюминий и фосфор, бурно реагируют с кислородом, образуя оксиды. В том же периоде элементы кремний и сера способны только медленно реагировать с кислородом. Хлор и аргон, расположенные в правом конце периода, вообще не реагируют с кислородом.

Электроположительные s-металлы образуют ионные оксиды, как, например, оксид натрия Na₂O и оксид магния MgO. Оксиды элементов, расположенных в средней и правой частях периода, являются преимущественно ковалентными соединениями, как, например, оксиды азота и серы.

Кислотно-основный характер оксидов тоже изменяется от основного у оксидов элементов левой части периода к амфотерному у оксидов элементов средней части периода и далее к кислотному у оксидов элементов правой части периода. Например, s-металлы обычно образуют оксиды, которые растворяются в воде с образованием щелочных растворов:

Молекулярные оксиды р-элементов, например диоксид углерода и триоксид серы, обычно обладают кислотными свойствами. Закономерное изменение основных свойств с переходом к кислотным свойствам наглядно проявляется у оксидов элементов 3-го периода.

Билет №15.

Кислоты, их классификация и химические свойства на основе представлений об электролитической диссоциации. Особенности свойств концентрированной серной кислоты на примере взаимодействия с медью.

Билет №16.

Классификация оснований

1. Растворимые в воде (щелочи) — гидроксиды металлов главных подгрупп I и II групп.

2. Нерастворимые в воде — гидроксиды остальных металлов.

Химические свойства. Щелочи изменяют окраску индикаторов (лакмус становится синим, фенолфталеин – малиновым).

Взаимодействие с кислотами:

Взаимодействие с кислотными оксидами:

Растворы щелочей вступают в реакции ионного обмена с растворами солей, если образующийся при этом гидроксид нерастворим в воде:

При нагревании слабые основания разлагаются на оксиды металлов и воду:

Получение оснований. Щелочи получают электро­лизом растворов солей.

Электролиз раствора хлорида натрия. Процессы на катоде и аноде:

Уравнение реакции:

Нерастворимые в воде основания получают реакци­ей обмена со щелочами:

Билет №17.

Средние соли, их состав, названия, химические свойства (взаимодействие с металлами, кислотами, щелочами, друг с другом с учетом особенностей реакций окисления-восстановления и ионного обмена).

Соли — электролиты, в растворах которых есть кати­оны металлов или ион аммония и анионы кислотных остатков.

Названия: название аниона + название катиона в ро­дительном падеже + степень окисления металла.

1.B водных растворах соли могут реаги­ровать со щелочами. Так, хлористый магний MgCl2 взаимодействует с едким натром, образуя новую соль и новое основание:

2. Соли могут реагировать с кислотами. Так, раствор азотнокислого бария Ва(гЮз)а взаимодействует с рас­твором серной кислоты, образуя новую кислоту и новую соль:

З.В водных растворах соли могут реаги­ровать между собой.

Если слить вместе водные растворы хлористого кальция CaCl₂ я углекислого натрия Na₂CO₃ TO тотчас же образуется белый оса­док нерастворимого в воде углекислого кальция СаСО₃, а в рас­творе — хлористый натрий:

4. В водных растворах солей металл, вхо­дящий в их состав, может замещаться дру­гим металлом, стоящим до него в ряду ак­тивности.

Если в раствор сернокислой меди опустить чистую железную проволоку или кусочек цинка, то на их поверхности выделяется медь, а в растворе образуется сернокислое железо (если было опущено железо) или сернокислый цинк (если был опущен цинк):

Но из сернокислого цинка нельзя вытеснить цинк медью: медь в ряду активности стоит после цинка.

Билет №18.

Билет №19.

Билет №20.

Окислительно-восстановительные реакции (разобрать на примерах взаимодействия алюминия с оксидом железа (III), азотной кислоты с медью).

К окислительно-восстановительным реакциям могут быть отнесены химические реак­ции следующих типов.

Реакции замещения (вытеснения)

Примером реакций этого типа может служить реакция между оксидом железа (III) и алюминием. В этой реакции алюминий вытесняет железо из раствора, причем сам алюминий окисляется, а железо восстанавливается.

Приведем еще два примера:

В этой реакции хлор вытесняет бром из раствора (хлор окисляется, бром восстанавливается), содержащего ионы брома.

Реакции металла с кислотами

Эти реакции, в сущности, тоже представляют собой реакции замещения. В качестве примера приведем реакцию между медью и азотной кислотой. Медь вытесняет водород из кислоты. При этом происходит окисление меди, которая превращается в гидратированный катион, а содержащиеся в растворе кислоты гидратированные протоны азота восстанавливаются, образуя оксид азота.

Реакции металлов с водой

Эти реакции тоже принадлежат к типу реакций замещения. Они сопровождаются вытеснением из воды водорода в газообразном состоянии. В качестве примера приведем реакцию между металлическим натрием и водой:

Реакции металлов с неметаллами

Эти реакции могут быть отнесены к реакциям синтеза. В качестве примера приведем образование хлорида натрия в результате сгорания натрия в атмосфере хлора

Билет №21.

Железо, положение в периодической системе, строение атома, возможные степени окисления, физические свойства, взаимодействие с кислородом, галогенами, растворами кислот и солей. Сплавы железа. Роль железа в современной технике.

Железо находится в побочной подгруппе VIII группы периодической системы. Электронная формула атома железа:

Типичные степени окисления железа +2 и +3. Степень окисления +2 проявляется за счет потери двух 4s-электронов. Степень окисления +3 соответствует также при потере еще одного Зd-электрона, при этом Зd-уровень оказывается заполненным наполовину; такие электронные конфигурации относительно устойчивы.

Физические свойства. Железо – типичный металл, образует металлическую кристаллическую решетку. Железо проводит электрический ток, довольно тугоплавко, температура плавления 1539°С. От большинства других металлов железо отличается способностью намагничиваться.

Химические свойства. Железо реагирует со многими неметаллами:

Образуется железная окалина – смешанный оксид железа. Его формулу записывают также так: FeО•Fe₂О₃.

Реагирует с кислотами с выделением водорода:

Вступает в реакции замещения с солями металлов, расположенных правее железа в ряду напряжений:

Соединения железа. FeО — основной оксид, реагирует с растворами кислот с образованием солей железа (II). Fe₂О₃ — амфотерный оксид, реагирует также с рас творами щелочей.

Гидроксиды железа. Fe(ОН)₂ — типичный основ­ной оксид, Fe(ОН)₃ обладает амфотерными свойствами, реагирует не только с кислотами, но и с концентриро­ванными растворами щелочей.

Гидроксид железа (II) легко окисляется до гидроксида железа (III) кислородом воздуха:

При реакции солей железа (II) и (III) со щелочами в осадок выпадают нерастворимые гидроксиды:

Сплавы железа. Современная металлургическая промышленность производит железные сплавы разнообразного состава.

Все железные сплавы разделяются по составу и свойствам на две группы. К первой группе относятся различные сорта чугуна, ко второй — различные сорта стали.

Чугун хрупок; стали же пластичны, их можно ковать, прокаты^ вать, волочить, штамповать. Различие в механических свойствах чугунов и сталей зависит прежде всего от содержания в них угле­рода — в чугунах содержится около 4% углерода, а в сталях — обычно менее 1,4%.

В современной металлургии из железных руд получают сначала чугун, а затем из чугуна — сталь. Чугун выплавляют в доменных печах, сталь варят в сталеплавильных печах. До 90% всего вы­плавленного чугуна перерабатывают в стали.

Чугун. Чугун, предназначенный для переработки в сталь, на­зывают передельным чугуном. Он содержит от 3,9 до 4,3% С, 0,3—1,5% Si, 1,5—3,5% Мn, не более 0,3% Р и не более 0,07% S. Чугун, предназначенный'для получения отливок, назы­вается литейным чугуном, В доменных печах выплав­ляются также ферросплавы, применяемые преимущест­венно в производстве сталей в качестве добавок. Ферросплавы имеют, по сравнению с передельным чугуном, повышенное со­держание кремния (ферросилиций), марганца (ферромарганец), хрома (феррохром) и других элементов.

Стали. Все стали делятся на углеродистые и легированные.

Углеродистые стали содержат в несколько раз меньше углерода, кремния и марганца, чем чугун, а фосфора и серы совсем мало. Свойства углеродистой стали зависят прежде всего от содержания в ней углерода: чем больше в стали углерода, тем она твёрже. Промышленность производит мягкие стали, стали средней твёрдости и твёрдые. Мягкие стали и стали средней твёр­дости применяются для изготовления деталей машин, труб, болтов, гвоздей и т. д., а твёрдые стали—для изготовления инструментов.

В сталях должно быть возможно меньше серы и фосфора, так как эти примеси ухудшают механические свойства сталей. В по­вышенных количествах сера вызывает красноломкость — образо­вание трещин при горячей механической обработке металла. Фосфор вызывает хладноломкость—хрупкость стали при обыкно­венной температуре. -

Легированные стали. Физические, химические и механические свойства сталей существенно изменяются от введе­ния в их состав повышенного количества марганца и кремния, а также хрома, никеля, вольфрама и других элементов. Эти элементы называются легирующими, а стали — легированными [от латинского слова ligare – связывать, соединять].

Наиболее широко в качестве легирующего элемента приме­няется хром. Особенно большое значение для сооружения машин, аппаратов и многих деталей машин имеют хромоникелевые стали. Эти стали обладают высокой пластичностью, проч­ностью, жаростойкостью и стойкостью к действию окислителей. Азотная кислота любой концентрации не разрушает их даже при температурах кипения. Хромоникелевые стали не ржавеют в атмосферных условиях и в воде. Блестящие, серебристого цвета, листы хромоникелевой стали украшают арки станции «Маяков­ская» Московского метро. Из этой же стали делают нержавеющие ножи, ложки, вилки и другие предметы домашнего обихода.

Молибден и ванадий повышают твёрдость и прочность сталей при повышенных температурах и давлениях. Так, хромомолибденовые и хромованадиевые стали приме­няются для изготовления трубопроводов и деталей компрессо­ров в производстве синтетического аммиака, авиационных моторов.

При резании с большой скоростью инструмент сильно разогре­вается и быстро изнашивается. При добавлении вольфрама твёр­дость стали сохраняется и при повышенных температурах. По­этому хромовольфрамовые стали применяются для из­готовления режущих инструментов, работающих при больших скоростях '

Увеличение содержания в стали марганца повышает её сопро­тивление трению и удару. Марганцовистые стали применяются для изготовления железнодорожных скатов, стре­лок, крестовин, камнедробильных машин.

Применение легированных сталей позволяет значигельно сни­зить вес металлических конструкций, повысить их прочность, дол­говечность и надёжность в эксплуатации.

Билет №22.

Билет №23.

Билеты по химии за курс 11 класса.

Билет №1