Горный университет конспект лекций

Обновлено: 05.07.2024

Для учеников 1-11 классов и дошкольников
Бесплатные сертификаты учителям и участникам

Тема: Введение. Цель и задачи дисциплины. История развития горной механики.

План лекции

2. Цель и задачи дисциплины. Организация учебного процесса.

3. История развития горной механики.

4. Значение шахтных стационарных установок (ШСУ) в общем техническом процессе работы шахты

1. Г . Н. Хаджиков, Горная механика, М. Недра 1982, с.3-7

Содержание лекции

Дисциплина "Горная механика" изучает назначение, устройство, принцип действия, эксплуатацию, техническое шахтных стационарных установок(ШСУ), к которым относятся, водоотливные, пневматические, подъемные и пневматические стационарные установки. По значению ШСУ занимают самую главную роль в общем комплексе электромеханического оборудования угольной промышленности, как по мощности, так и по сложности оборудования. Эти установки характеризуются сложностью конструкций и большой энергоемкостью 90% всей потребляемой электроэнергии на шахтах.

2. Цель и задачи дисциплины. Организация учебного процесса.

Основной целью изучения дисциплины является получение системных знаний, позволяющих квалифицированно выполнять профессиональные обязанности техника-электромеханика горного и постоянно совершенствовать уровень знаний и умений в связи с развитием технологий, техники и организации производства.

Основными задачами изучения дисциплины являются:

- предоставление понимание основ теории турбомашин, параметров их работы и конструкции;

- предоставление современных качественных знаний по вопросам конструкции, выбора, определения режимов работы и эксплуатации вентиляционных, насосных, подъемных и пневматических установок;

- определение уровня полученных студентами знаний по пятибалльной системе оценивания;

- проведение экзамена, что позволяет студентам проходить дальнейшее обучение на следующем курсе.

3. История развития горной механики.

История создания и развития стационарных машин и установок взаимосвязана с развитием горного дела, и одним из первых ученых, который посвятил свои работы горному и горнозаводскому промыслу был М.В. Ломоносов.

В 1754 г. членом российской Академии наук Л. Эйлером было выведено основное уравнение центробежного колеса, имевшее большое значение в развитии турбомашин.

В 1832 г. горный инженер А.А. Саблуков (1783 - 1857 гг.) изобрел и применил на Чагирськом медном и серебряном руднике (Алтай) центробежный вентилятор, а в 1835 г. - центробежный насос. В ΧΙΧ веке профессорами Петербургского горного института А.И. Узатисом (1814 - 1875 гг.), П.А. Олышевым (1817 - 1896 гг.), И.А. Тиме (1838 - 1920 гг.) и другими были разработаны основные положения горной механики как науки.

Благодаря работам академиков М.М. Федорова (1867 - 1945 гг.) А.П. Германа (1874 - 1954 гг.) были созданы теоретические основы всех разделов горной механики (вентиляторных, водоотливных, пневматических и подъемных установок), получили дальнейшее развитие в трудах чл.-кор. АН СССР А.С. Ильичева (1898 - 1952 гг.), акад. В.С. Пака (1888 – 1965гг.), проф. В.Б. Уманского (1905 - 1947 гг.), проф. Г.М. Еланчика и др.

На основе вихревой теории крыла Н.Е. Жуковского (1847 - 1921 гг.) советские ученые ЦАГИ создали теорию осевых вентиляторов и рациональную их конструкцию.

В конструировании надежных центробежных насосов большую роль сыграли труды акад. Г.Ф. Проскуры, который разработал вихревую теорию центробежных насосов, которая является дальнейшим развитием вихревой теории крыла Н.Е. Жуковского.

На основе теории пневматических установок, в которую внес большой вклад проф. А.С. Ильичев, созданы надежные конструкции поршневых и центробежных компрессоров.

Для развития теории шахтных подъемных установок большое значение имело созданное в 1913 г. акад. М.М. Федоровым основное динамическое уравнение подъемных систем, которое явилось аналитической основой при проектировании новых подъемных установок. В 1925 - 1930 гг. были проведены исследования по нахождению наивыгоднейшего режима работы подъемной машины, благодаря которым стало возможным провести типизацию и стандартизацию подъемного оборудования. Позже решались важные вопросы об аппаратуре управления и защиты, об автоматизации управления подъемными машинами, над которыми работали горняки, электрики и машиностроители. Достигнутые успехи в области стационарных установок являются результатом коллективного творчества научно –исследовательских и проектных институтов - ЦАГИ им. Н.Е. Жуковского, ИГМ и ТК им. Федорова М.М., ВНИИГидромаш, ЛенНИИхиммаш, Донгипрошахт, Гипроуглемаш, Гипронисэлектрошахт - и машиностроительных заводов.

4. Значение шахтных стационарных установок (ШСУ) в общем техническом процессе работы шахты

Установка вентилятора служит для подачи в шахту атмосферного воздуха. От степени проветривания подземных выработок зависят возможность ведения горных работ в шахте, безопасность и производительность труда горняков. Для создания нормальных атмосферных условий в угольных шахтах вентиляторы должны на 1т добытого угля подавать 5 - 15т воздуха.

Современные вентиляторы характеризуются надежностью и экономичностью в работе, обеспечивают потребность шахт в воздухе до 700 м 3 /с при давлении до 700 даПа.

Водоотливная установка нужна для откачки воды из подземных выработок на поверхность.

Различают главную водоотливную установку для транспортировки воды с уровня околоствольного двора шахты на поверхность и участковую - для откачки воды из горной участка или группы участков до уровня ОД.

Пневматические установки предназначены для получения сжатого воздуха, используемого при работе горных комбайнов, отбойных и бурильных молотков, лебедок, ВМП, участковых насосов.

Сжатый воздух в шахтных условиях имеет существенное преимущество - взрывобезопасность, но в сравнении с электроэнергией он дороже и его труднее передавать на значительные расстояния.

Подъемная установка предназначена для транспортировки по стволу полезного ископаемого, людей и различных грузов.

Домашнее задание:

1. Проанализировать задачи дальнейшего совершенствования стационарных установок

Расчеты кислородных балансов ВВ и тепловых эффектов реакций взрыва.

Лекция №1: Основные классы неорганических соединений, номенклатура.

Основными классами неорганических соединений являются оксиды, кислоты, соли и основания.

Оксиды представляют собой соединения элементов с кислородом. Оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды делят на основные (образуют соли с кислотами), кислотные (образуют соли с основаниями) и амфотерные (образуют соли как с кислотами, так и с основаниями). Основным оксидам отвечают основания, кислотным – кислоты, а амфотерным – гидраты, которые проявляют как кислотные, так и амфотерные свойства. Кислотные оксиды представляют собой ангидриды кислот ( SO ₂ – серный ангидрид, N ₂ O ₅ – азотный ангидрид).

Примеры: N ₂ O , NO - несолеобразующие оксиды; SO ₃ , SiO ₂ - кислотные оксиды; СаО, М g О – основные оксиды и т.д.

В настоящее время общепринятой является международная номенклатура оксидов. Согласно международной номенклатуре в названии оксида указывается валентность элемента: С uO и Cu ₂ O – оксиды меди [ II ] и [ III ] соответственно. Существует также русская номенклатура, согласно которой окисью называется единственно возможный оксид элемента, в остальных случаях название дается в соответствии с числом атомов кислорода. Оксиды, в которых элемент проявляет низшую валентность, называются закисями.

Примеры: MgO – окись магния; NiO – одноокись никеля; Ni ₂ O ₃ – полутораокись никеля; С u ₂ О – полуокись меди.

Пероксиды (перекиси) металлов являются солями перекиси водорода Н₂О₂ и лишь формально относятся к оксидам. Приставка пер в названии соединений обычно указывает на принадлежность соединения к перекисным, но существуют исключения: соли кислот Н MnO ₄ (перманганаты) и НС lO ₄ (перхлораты) перекисными не являются, а приставка пер в названии этих соединений указывает на максимальную насыщенность соединений кислородом.

Гидроксиды (основания) классифицируют по их силе (сильные – все щелочи кроме NH ₄ OH и слабые), а также по растворимости в воде (растворимые – щелочи и нерастворимые). Важнейшими щелочами являются КОН (едкое кали) и NaOH (едкий натр).

В состав кислот входит водород, способный замещаться металлом, а также кислотный остаток. Коэффициент х, отвечающий количеству атомов водорода, а, следовательно, равный валентности кислотного остатка, называют основностью кислоты. Кислоты классифицируют по их силе ( H ₂ SO ₄ , HNO ₃ – сильные кислоты; HCN – слабая кислота), на кислородсодержащие ( H ₂ SO ₄ , HNO ₃ ) и бескислородные ( HCN , HI ); а также по основности (х) -

HCN – одноосновная кислота, H ₂ SO ₃ – двухосновная кислота, H ₃ Р O ₄ – трехосновная кислота. Важнейшим свойством кислот является их способность образовывать соли с основаниями. Названия кислот образуют от того элемента, которым образована кислота, при этом названия бескислородных кислот оканчивается словом водород ( HCN –циановодород или синильная кислота). Названия кислородсодержащих кислот образуют от того элемента, которым образована кислота, с добавлением слова кислота ( H ₃ AsO ₄ – мышьяковая кислота, H ₂ CrO ₄ – хромовая кислота). В случаях, когда один элемент образует несколько кислот различие между кислотами проявляют в окончаниях названий (на ная или овая оканчиваются названия тех кислот, в которых элемент проявляет наивысшую валентность; на истая или овистая оканчиваются названия тех кислот, в которых элемент проявляет валентность ниже максимальной).

Примеры: HNO ₃ – азотная кислота, а HNO ₂ - азотистая кислота; H ₃ AsO ₄ – мышьяковая кислота, а H ₃ AsO ₃ – мышьяковистая кислота.

Одному и тому же оксиду могут соответствовать несколько кислот, при этом наиболее богатая водой форма имеет в названии приставку орто, а наименее богатая – мета (ортофосфорная кислота H ₃Р O ₄ – на одну молекулу ангидрида Р₂О₅ приходится три молекулы воды; метафосфорная кислота H Р O ₃ – на одну молекулу ангидрида Р₂О₅ приходится одна молекула воды). Следует также учитывать и то, что ряд кислот имеют исторически сложившиеся названия.

Соли являются продуктом замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотный остаток. Нормальные (средние) соли получаются при полном замещении; кислые – при неполном замещении водорода кислоты на металл; основные – при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Кислая соль может быть образована только кислотой, основность которой 2 и более, а основная – металлом, заряд которого 2 и более.

Примеры: NaHS , KHCO ₃ – кислые соли (гидросульфид натрия и гидрокарбонат натрия); MgOHCl , CaOHCl – основные соли (хлориды гидроксо магния и кальция); NaCl , CuS – нормальные соли (хлорид натрия и сульфид меди).

Лекция №2: Основные законы общей химии. Стехиометрия. Химический эквивалент.

1. Закон постоянства состава. Соотношение масс элементов, формирующих данное соединение, постоянно и не зависит от способа получения этого соединения.

2. Закон кратных отношений. Установлен Дальтоном в 1803г. В случае, когда два элемента образуют между собой несколько химических соединений, тогда имеет место отношение массы одного из элементов, приходящееся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, как небольших целых чисел. Таким образом, элементы способны входить в состав соединений только в определенных пропорциях. Открытие этого закона явилось подтверждением атомной теории строения вещества. Только теперь идеи М.В. Ломоносова о строении вещества получили опытное подтверждение, и разработка атомно-молекулярного учения получила своё дальнейшее развитие.

Законы постоянства состава и кратных отношений не носят всеобщего характера, в отличии, например, от закона сохранения массы, основательность которого доказывается открытиями, сделанными после его установления. Дело в том, что после открытия изотопов получил подтверждение факт о постоянстве соотношения между массами элементов, образующих данное вещество, но только при условии постоянства изотопного состава этих элементов. Так, например, тяжелая вода содержит порядка 20% по массе водорода, тогда как обычная – только около 11%. Закон кратных отношений неприменим и в случае соединений переменного состава, открытых академиком Н.С. Курнаковым в начале ХХ века (пример: оксиды титана переменного состава TiO _1,46-1,56 и TiO _1,9-2,0 ), а также в случае, когда молекула вещества состоит из большого числа атомов (например, углеводороды состава С₂₀Н₄₂ и С₂₁Н₄₄).

4. Закон Авогадро. Установлен итальянским физиком Авогадро в 1811 г. Одинаковые объемы любых газов, отобранные при одной температуре и одинаковом давлении, содержат одно и тоже число молекул. Таким образом, можно сформулировать понятие количества вещества: 1 моль вещества содержит число частиц, равное 6,02*10 23 (называемое постоянной Авогадро) или содержит столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12г изотопа углерода 12 С. Следствием этого закона является то, что 1 моль любого газа занимает при нормальных условиях (Р₀ =101,3кПа и Т₀=298К) объём, равный 22,4л.

Под относительной атомной массой элемента понимают массу его атома, выраженную в атомных единицах массы (а.е.м.). В качестве относительной молекулярной массы элемента понимают массу его молекулы, выраженную в атомных единицах массы. Масса 1 моль данного вещества называется его мольной массой (выражается в г/моль). Относительной плотностью первого газа по отношению ко второму называется отношение массы первого газа к массе того же объёма второго газа, взятого при одной температуре и одинаковом давлении.

Под эквивалентом элемента понимают такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой. Эквивалент водорода Э_Н всегда равен 1, а эквивалент кислорода Э_О=8.

Эквивалент элемента равен: Э_м= , где: М – мольная масса элемента; СО – степень окисления элемента (валентность) в соединении.

Эквивалент кислоты равен: Э_м= , где: М – мольная масса кислоты; х – основность кислоты.

Эквивалент основания равен: Э_м= , где: М – мольная масса основания; у – кислотность основания.

Эквивалент соли равен: Э_м= , где: М – мольная масса соли; z – валентность катиона; х – количество атомов катиона в соединении.

Примеры: эквивалент кислорода равен: Э_о= г-экв; эквивалент угольной кислоты Н₂СО₃ равен: Э_Н _{2 СО} ₃ = г-экв; эквивалент едкого натра NaOH равен: Э _NaOH = г-экв; эквивалент хлорида кальция CaCl ₂ равен: Э _CaCl ₂ = г-экв.

Закон эквивалентов. Отношение масс (или объёмов) взаимодействующих друг с другом веществ прямо пропорционально их эквивалентным массам (объёмам). Математически это можно записать следующим образом:

, где Э₁,Э₂ – эквиваленты (эквивалентные массы) элементов; m ₁, m ₂ – реальные массы (не мольные массы) веществ, например в граммах.

Приближенное значение мольной массы атомов элемента позволяет определить правило Дюлонга и Пти: Атомная теплоёмкость большинства простых веществ в твёрдом состоянии лежит в пределах 22-29 Дж/(моль*К) [в среднем около 26 Дж/(моль*К)]. Отсюда следует, что разделив 26 на удельную теплоёмкость простого вещества, легко определить приближённое значение мольной массы атомов соответствующего элемента.

Понятие валентности возникло в химии в середине 19 века. Д.И. Менделеев установил связь между валентностью элемента и его положением в периодической системе. Валентность элемента – это способность его атомов соединяться с другими атомами в определённых соотношениях. Способность атомов данного элемента соединяться друг с другом или с атомами других элементов может выражаться и другими способами – ковалентностью (число химических связей, образуемых атомом данного соединения) или координационным числом (число атомов, непосредственно окружающих данный атом).

Лекция №3: Газовые законы. Основные газовые процессы.

Газовые законы

Под парциальным давлением газа Р_п понимают давление этого газа в предположении, что при температуре смеси в объёме, занимаемом смесью, находится только рассматриваемый газ. В соответствии с законом Дальтона, давление смеси идеальных газов равно сумме парциальных давлений этих газов: Р= .

Для описания состояния идеального газа пользуются уравнением Менделеева-Клапейрона:

Р V = , где: P – давление газа, Па; V – объём газа, м 3 ; T – температура газа, К; m – масса газа, кг; M – мольная масса газа, кг/моль; R =8,31 Дж/(моль*К) – универсальная газовая постоянная.

Уравнением, объединяющим газовые законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака, является:

Плотность любого газа можно определить как:

, кг/м 3 . Где: М_г – мольная масса газа; V _ст=22,4 л/моль – объём, занимаемый 1 молем любого газа при н.у. (стандартный объём).

Плотность смеси газов определяется следующим образом:

, кг/м 3 . Где: r _i – плотность итого газового компонента смеси, кг/м 3 ; g _i – объёмное содержание итого газового компонента смеси, %; n – количество газовых компонентов смеси.

Например, плотность атмосферного воздуха при н.у. составляет 1,29 кг/м 3 .

Плотность функционально зависит от температуры Т и давления Р:

Выведем функциональную зависимость плотности от температуры и давления. Для этого запишем объединённое уравнение в форме:

Аналогично плотности смеси газов рассчитывается мольная масса смеси газов:

, г/моль. Где: М _i – мольная масса итого газового компонента смеси, г/моль; g _i – объёмное содержание итого газового компонента смеси, %; n – количество газовых компонентов смеси.

Например, мольная масса атмосферного воздуха при н.у. составляет около 29 г/моль.

Основные газовые процессы

Процессы, в которых участвует система, могут протекать при различных условиях. В связи с этим различают следующие основные варианты реализации указанных процессов.

1. Изохорный процесс. Объём системы остаётся постоянным ( dV =0). Поэтому элементарная работа расширения системы d А_р= PdV =0, а вся теплота, сообщенная системе расходуется на изменение внутренней энергии, т.е. теплота приобретает свойства функции системы (не зависит от пути процесса): d Q_v = dU или Q_v = U ₂- U ₁.

2. Изобарный процесс. Давление Р=со nst . Таким образом dQ_p = d ( U + PV ), а работа расширения равна:

4. Адиабатический процесс. d Q =0. При адиабатическом процессе работа совершается системой за счёт убыли её внутренней энергии.

Более детально все эти процессы будут рассмотрены далее, в лекциях, посвящённых термодинамике. Здесь эти процессы указаны только для получения общих представлений. Следует также отметить, что наиболее общим случаем всех газовых процессов является политропный процесс (соотношение параметров выражено через величину n - показатель политропы).

Лекция №4: Строение атома.

Большую роль в установлении сложной природы атома и расшифровке его структуры сыграло открытие и изучение радиоактивности (явление испускания некоторыми элементами излучения, способного проникать через вещества, ионизировать воздух, вызывать засвечивание фотографических пластинок). Впервые в 1896г. радиоактивность обнаружена А. Беккерелем у соединений урана. Мария и Пьер Склодовские-Кюри обнаружили радиоактивность и у соединений тория, а в 1898 г. они открыли в составе урановых руд присутствие двух новых радиоактивных элементов – полония и радия. Опыты супругов Кюри показали, что атомы радия в процессе радиоактивного излучения распадаются, превращаясь в атомы других элементов, в частности, в атомы гелия. Впоследствии было установлено, что другим продуктом распада радия является инертный газ радон.

В 1903 г. Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой атом состоит из положительного ядра и электронов. Развивая эти представления, Э. Резерфорд в 1911г. предложил ядерную модель строения атома. Существенным шагом в развитии представлений о строении атома стала предложенная в 1913г. Н. Бором теория, объединившая, по сути, ядерную модель атома с квантовой теорией света. Основные положения своей теории Бор сформулировал в виде следующих постулатов: 1) электрон может вращаться вокруг ядра только по некоторым определенным круговым орбитам (стационарным орбитам); 2) Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии; 3) Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую.

Атом и его строение

Атом любого элемента состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, в целом же атом – система электронейтральная. Атомное ядро состоит из нуклонов: протонов (заряд +1, массовое число 1) и нейтронов (заряд 0, массовое число 1). Заряд ядра, равный порядковому номеру элемента в таблице Д.И. Менделеева, совпадает с числом протонов: массовое число ядра равно суммарному количеству протонов и нейтронов. У одного элемента возможно существование атомов с различным массовым числом ядер – изотопов, т.е. атомов с различным числом нейтронов и одинаковым числом протонов.

Согласно современным представлениям, электрон обладает одновременно свойствами волны и частицы, поэтому для описания его поведения нельзя пользоваться привычными характеристиками, такими как скорость и траектория движения. Вместо этого используют полную энергию электрона (сумма потенциальной и кинетической энергии) и вероятность обнаружения электрона в заданной области пространства.

Состояние электрона в атоме характеризуется волновой функцией, являющейся решением волнового уравнения Шредингера. Из математического анализа уравнения вытекает дискретность значений энергии электрона, момента количества орбитального движения и проекции этого момента на выделенное в пространстве направление. Дискретность выражается квантовыми числами: главным – n, орбитальным – l, магнитным - m_l . Четвёртое квантовое число - m_s, называют спиновым. Волновая функция при определённых значениях трёх квантовых чисел (n, l ,m_l) описывает состояние электрона, характеризующееся так называемой атомной орбиталью (АО).

Каждой АО соответствует область пространства определённого размера, формы и ориентации, равноценная понятию электронного облака. Электронное облако не имеет чётких границ, в связи с этим введено понятие граничная поверхность, т.е. поверхность с равной электронной плотностью, ограничивающая объём, который включает 90% заряда и массы электрона. Форма и размер граничной поверхности считается формой и размером электронного облака.

Главное квантовое число – n определяет энергию АО и номер энергетического уровня, на котором находится электрон (т.е. допустимые уровни энергии электрона) и может принимать значения от единицы до бесконечности.

Орбитальное квантовое число – определяет форму АО и энергетический подуровень (т.е. квантование вытянутости эллиптической орбиты) и может принимать значения от нуля до n- .

Магнитное квантовое число – m_l определяет пространственную ориентацию данной АО и отчасти её форму (т.е. ориентацию электронных облаков в пространстве) и может принимать значения от – …0…+ .

Спиновое квантовое число – m_s характеризует собственный момент импульса и связанный с ним магнитный момент (т.е. вращение электрона вокруг оси), и может принимать значения ± 1/2.

Число АО в пределах энергетического подуровня определяется числовым значением магнитного квантового числа (2 +1). Число АО в пределах всего энергетического уровня равно сумме АО всех его подуровней.

Строение атома фтора выражается электронной формулой 1s 2 2s 2 2p 5 и электронно-графической формулой:

Основные законы общей химии. Стехиометрия. Химический эквивалент.

Газовые законы. Основные газовые процессы.

Строение атома (заключение). Химическая связь. Основные типы химической связи.

Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева.

Основы термодинамики. I,II и III начало термодинамики.

Основы термодинамических расчетов.

Химическая кинетика и химическое равновесие.

Теория электролитической диссоциации. Электролиты.

Водородный показатель кислотности и щелочности водных растворов. Растворимость.

Растворы. Способы выражения их концентрации.

Классификация растворов. Коллигативные свойства растворов.

Основы химии промышленных взрывчатых веществ.

Расчеты кислородных балансов ВВ и тепловых эффектов реакций взрыва.

Лекция №1: Основные классы неорганических соединений, номенклатура.

Основными классами неорганических соединений являются оксиды, кислоты, соли и основания .

Оксиды представляют собой соединения элементов с кислородом. Оксиды подразделяют на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды делят на основные (образуют соли с кислотами), кислотные (образуют соли с основаниями) и амфотерные (образуют соли как с кислотами, так и с основаниями). Основным оксидам отвечают основания, кислотным – кислоты, а амфотерным – гидраты, которые проявляют как кислотные, так и амфотерные свойства. Кислотные оксиды представляют собой ангидриды кислот (SO 2 – серный ангидрид, N 2 O 5 – азотный ангидрид).

Примеры: N 2 O, NO - несолеобразующие оксиды; SO 3 , SiO 2 - кислотные оксиды; СаО, МgО – основные оксиды и т.д.

В настоящее время общепринятой является международная номенклатура оксидов. Согласно международной номенклатуре в названии оксида указывается валентность элемента: СuO и Cu 2 O – оксиды меди [II] и [III] соответственно. Существует также русская номенклатура, согласно которой окисью называется единственно возможный оксид элемента, в остальных случаях название дается в соответствии с числом атомов кислорода. Оксиды, в которых элемент проявляет низшую валентность, называются закисями.

Примеры: MgO – окись магния; NiO – одноокись никеля; Ni 2 O 3 – полутораокись никеля; Сu 2 О – полуокись меди.

Пероксиды (перекиси) металлов являются солями перекиси водорода Н 2 О 2 и лишь формально относятся к оксидам. Приставка пер в названии соединений обычно указывает на принадлежность соединения к перекисным, но существуют исключения: соли кислот НMnO 4 (перманганаты) и НСlO 4 (перхлораты) перекисными не являются, а приставка пер в названии этих соединений указывает на максимальную насыщенность соединений кислородом.

Гидроксиды (основания) классифицируют по их силе (сильные – все щелочи кроме NH 4 OH и слабые), а также по растворимости в воде (растворимые – щелочи и нерастворимые). Важнейшими щелочами являются КОН (едкое кали) и NaOH (едкий натр).

В состав кислот входит водород, способный замещаться металлом, а также кислотный остаток. Коэффициент х, отвечающий количеству атомов водорода, а, следовательно, равный валентности кислотного остатка, называют основностью кислоты. Кислоты классифицируют по их силе (H 2 SO 4 , HNO 3 – сильные кислоты; HCN – слабая кислота), на кислородсодержащие (H 2 SO 4 , HNO 3 ) и бескислородные (HCN, HI); а также по основности (х) -

HCN – одноосновная кислота, H 2 SO 3 – двухосновная кислота, H 3 РO 4 – трехосновная кислота. Важнейшим свойством кислот является их способность образовывать соли с основаниями. Названия кислот образуют от того элемента, которым образована кислота, при этом названия бескислородных кислот оканчивается словом водород (HCN –циановодород или синильная кислота). Названия кислородсодержащих кислот образуют от того элемента, которым образована кислота, с добавлением слова кислота (H 3 AsO 4 – мышьяковая кислота, H 2 CrO 4 – хромовая кислота). В случаях, когда один элемент образует несколько кислот различие между кислотами проявляют в окончаниях названий (на ная или овая оканчиваются названия тех кислот, в которых элемент проявляет наивысшую валентность; на истая или овистая оканчиваются названия тех кислот, в которых элемент проявляет валентность ниже максимальной).

Примеры: HNO 3 – азотная кислота, а HNO 2 - азотистая кислота; H 3 AsO 4 – мышьяковая кислота, а H 3 AsO 3 – мышьяковистая кислота.

Одному и тому же оксиду могут соответствовать несколько кислот, при этом наиболее богатая водой форма имеет в названии приставку орто, а наименее богатая – мета (ортофосфорная кислота H 3 РO 4 – на одну молекулу ангидрида Р 2 О 5 приходится три молекулы воды; метафосфорная кислота HРO 3 – на одну молекулу ангидрида Р 2 О 5 приходится одна молекула воды). Следует также учитывать и то, что ряд кислот имеют исторически сложившиеся названия.

Соли являются продуктом замещения водорода в кислоте на металл или гидроксогрупп в основании на кислотный остаток. Нормальные (средние) соли получаются при полном замещении; кислые – при неполном замещении водорода кислоты на металл; основные – при неполном замещении гидроксогрупп основания на кислотный остаток. Кислая соль может быть образована только кислотой, основность которой 2 и более, а основная – металлом, заряд которого 2 и более.

Примеры: NaHS, KHCO 3 – кислые соли (гидросульфид натрия и гидрокарбонат натрия); MgOHCl, CaOHCl – основные соли (хлориды гидроксо магния и кальция); NaCl, CuS – нормальные соли (хлорид натрия и сульфид меди).

Лекция №2: Основные законы общей химии. Стехиометрия. Химический эквивалент.

Закон постоянства состава. Соотношение масс элементов, формирующих данное соединение, постоянно и не зависит от способа получения этого соединения.

Закон кратных отношений. Установлен Дальтоном в 1803г. В случае, когда два элемента образуют между собой несколько химических соединений, тогда имеет место отношение массы одного из элементов, приходящееся в этих соединениях на одну и ту же массу другого, как небольших целых чисел. Таким образом, элементы способны входить в состав соединений только в определенных пропорциях. Открытие этого закона явилось подтверждением атомной теории строения вещества. Только теперь идеи М.В. Ломоносова о строении вещества получили опытное подтверждение, и разработка атомно-молекулярного учения получила своё дальнейшее развитие.

Законы постоянства состава и кратных отношений не носят всеобщего характера, в отличии, например, от закона сохранения массы, основательность которого доказывается открытиями, сделанными после его установления. Дело в том, что после открытия изотопов получил подтверждение факт о постоянстве соотношения между массами элементов, образующих данное вещество, но только при условии постоянства изотопного состава этих элементов. Так, например, тяжелая вода содержит порядка 20% по массе водорода, тогда как обычная – только около 11%. Закон кратных отношений неприменим и в случае соединений переменного состава, открытых академиком Н.С. Курнаковым в начале ХХ века (пример: оксиды титана переменного состава TiO 1,46-1,56 и TiO 1,9-2,0 ), а также в случае, когда молекула вещества состоит из большого числа атомов (например, углеводороды состава С 20 Н 42 и С 21 Н 44 ).

4. Закон Авогадро. Установлен итальянским физиком Авогадро в 1811 г. Одинаковые объемы любых газов, отобранные при одной температуре и одинаковом давлении, содержат одно и тоже число молекул. Таким образом, можно сформулировать понятие количества вещества: 1 моль вещества содержит число частиц, равное 6,02*10 23 (называемое постоянной Авогадро) или содержит столько молекул, атомов, ионов, электронов или других структурных единиц, сколько содержится атомов в 12г изотопа углерода 12 С. Следствием этого закона является то, что 1 моль любого газа занимает при нормальных условиях (Р 0 =101,3кПа и Т 0 =298К) объём, равный 22,4л.

Под эквивалентом элемента понимают такое его количество, которое соединяется с 1 молем атомов водорода или замещает то же количество атомов водорода в химических реакциях. Масса 1 эквивалента элемента называется его эквивалентной массой. Эквивалент водорода Э Н всегда равен 1, а эквивалент кислорода Э О =8.

Эквивалент элемента равен: Э м =, где: М – мольная масса элемента; СО – степень окисления элемента (валентность) в соединении.

Эквивалент кислоты равен: Э м =, где: М – мольная масса кислоты; х – основность кислоты.

Эквивалент основания равен: Э м =, где: М – мольная масса основания; у – кислотность основания.

Эквивалент соли равен: Э м =, где: М – мольная масса соли; z – валентность катиона; х – количество атомов катиона в соединении.

Примеры: эквивалент кислорода равен: Э о = г-экв; эквивалент угольной кислоты Н 2 СО 3 равен: Э Н 2 СО 3 = г-экв; эквивалент едкого натра NaOH равен: Э NaOH = г-экв; эквивалент хлорида кальция CaCl 2 равен: Э CaCl 2 = г-экв.

, где Э 1 ,Э 2 – эквиваленты (эквивалентные массы) элементов; m 1 ,m 2 – реальные массы (не мольные массы) веществ, например в граммах.

Лекция №3: Газовые законы. Основные газовые процессы.

Под парциальным давлением газа Р п понимают давление этого газа в предположении, что при температуре смеси в объёме, занимаемом смесью, находится только рассматриваемый газ. В соответствии с законом Дальтона , давление смеси идеальных газов равно сумме парциальных давлений этих газов : Р=.

Для описания состояния идеального газа пользуются уравнением Менделеева-Клапейрона :

Р V = , где: P – давление газа, Па; V – объём газа, м 3 ; T – температура газа, К; m – масса газа, кг; M – мольная масса газа, кг/моль; R=8,31 Дж/(моль*К) – универсальная газовая постоянная.

Уравнением, объединяющим газовые законы Бойля-Мариотта и Гей-Люссака, является:

Плотность любого газа можно определить как:

, кг/м 3 . Где: М г – мольная масса газа; V ст =22,4 л/моль – объём, занимаемый 1 молем любого газа при н.у. (стандартный объём).

Плотность смеси газов определяется следующим образом:

, кг/м 3 . Где:  i – плотность итого газового компонента смеси, кг/м 3 ;  i – объёмное содержание итого газового компонента смеси, %; n – количество газовых компонентов смеси.

Например, плотность атмосферного воздуха при н.у. составляет 1,29 кг/м 3 .

Плотность функционально зависит от температуры Т и давления Р :

Аналогично плотности смеси газов рассчитывается мольная масса смеси газов :

, г/моль. Где: М i – мольная масса итого газового компонента смеси, г/моль;  i – объёмное содержание итого газового компонента смеси, %; n – количество газовых компонентов смеси.

Например, мольная масса атмосферного воздуха при н.у. составляет около 29 г/моль.

Основные газовые процессы

1. Изохорный процесс . Объём системы остаётся постоянным (dV=0). Поэтому элементарная работа расширения системы А р =PdV=0, а вся теплота, сообщенная системе расходуется на изменение внутренней энергии, т.е. теплота приобретает свойства функции системы (не зависит от пути процесса): Q v =dU или Q v =U 2 -U 1 .

2. Изобарный процесс. Давление Р=соnst. Таким образом dQ p =d(U+PV), а работа расширения равна:

3. Изотермический процесс. Т=const. Q T =A p =PdV A p =RT*ln(V 2 /V 1 )=

4. Адиабатический процесс. Q=0. При адиабатическом процессе работа совершается системой за счёт убыли её внутренней энергии.

Лекция №4: Строение атома.

В 1903 г. Дж. Томсон предложил модель строения атома, согласно которой атом состоит из положительного ядра и электронов. Развивая эти представления, Э. Резерфорд в 1911г. предложил ядерную модель строения атома. Существенным шагом в развитии представлений о строении атома стала предложенная в 1913г. Н. Бором теория, объединившая, по сути, ядерную модель атома с квантовой теорией света. Основные положения своей теории Бор сформулировал в виде следующих постулатов : 1) электрон может вращаться вокруг ядра только по некоторым определенным круговым орбитам (стационарным орбитам); 2) Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает электромагнитной энергии; 3) Излучение происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую.

Атом и его строение

Атом любого элемента состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, в целом же атом – система электронейтральная. Атомное ядро состоит из нуклонов: протонов (заряд +1, массовое число 1) и нейтронов (заряд 0, массовое число 1). Заряд ядра, равный порядковому номеру элемента в таблице Д.И. Менделеева, совпадает с числом протонов: массовое число ядра равно суммарному количеству протонов и нейтронов. У одного элемента возможно существование атомов с различным массовым числом ядер – изотопов, т.е. атомов с различным числом нейтронов и одинаковым числом протонов.

Согласно современным представлениям, электрон обладает одновременно свойствами волны и частицы, поэтому для описания его поведения нельзя пользоваться привычными характеристиками, такими как скорость и траектория движения. Вместо этого используют полную энергию электрона (сумма потенциальной и кинетической энергии) и вероятность обнаружения электрона в заданной области пространства.

Состояние электрона в атоме характеризуется волновой функцией, являющейся решением волнового уравнения Шредингера . Из математического анализа уравнения вытекает дискретность значений энергии электрона, момента количества орбитального движения и проекции этого момента на выделенное в пространстве направление. Дискретность выражается квантовыми числами: главным – n, орбитальным – l , магнитным - m l . Четвёртое квантовое число - m s , называют спиновым. Волновая функция при определённых значениях трёх квантовых чисел (n, l ,m l ) описывает состояние электрона, характеризующееся так называемой атомной орбиталью (АО).

Главное квантовое число – n определяет энергию АО и номер энергетического уровня, на котором находится электрон (т.е. допустимые уровни энергии электрона) и может принимать значения от единицы до бесконечности.

Орбитальное квантовое число – определяет форму АО и энергетический подуровень (т.е. квантование вытянутости эллиптической орбиты) и может принимать значения от нуля до n- .

Магнитное квантовое число – m l определяет пространственную ориентацию данной АО и отчасти её форму (т.е. ориентацию электронных облаков в пространстве) и может принимать значения от – …0…+ .

Спиновое квантовое число – m s характеризует собственный момент импульса и связанный с ним магнитный момент (т.е. вращение электрона вокруг оси), и может принимать значения ± 1/2.

Число АО в пределах энергетического подуровня определяется числовым значением магнитного квантового числа (2+1). Число АО в пределах всего энергетического уровня равно сумме АО всех его подуровней.

Строение атома фтора выражается электронной формулой 1s 2 2s 2 2p 5 и электронно-графической формулой:

Автор: Марийчук И., Купенко И.
Год: 2016
Формат: PDF
Размер: 6,56 мб.

Конспект лекций. Рассмотрены методы исследования напряженно-деформированного состояния подземных объектов. Содержит примеры математического моделирования геомеханических процессов.

Составляющие деформации и дифференциальные уравнения равновесия в триортогональной системе криволинейных координат
Криволинейная анизотропия. Обобщенный закон Гука
Основные уравнения теории анизотропных слоистых оболочек
Основные понятия, исходные соотношения и гипотезы
Перемещения, деформации и напряжения в слоях
Уравнения неразрывности деформаций координатной поверхности
Условия контакта смежных слоев
Внутренние силы, моменты и уравнения равновесия
Потенциальная энергия деформации
Соотношения упругости
Граничные условия
Частные случаи анизотропии материала слоев оболочки
Оболочки, составленные из нечетного числа слоев, симметрично расположенных относительно координатной поверхности
О соотношениях упругости
Вычисления жесткостей для произвольных направлений
Приближенная теория анизотропной пластинки, учитывающая явления поперечного сдвига
Деформируемость массивов трещиноватых горных пород
Некоторые сведения о трещиноватости массивов горных пород
Определение механических характеристик
Системы зияющих трещин
Система трещин с заполнителем
Физическое и математическое моделирование геомеханических процессов с применением моделей-аналогов
Метод эквивалентных материалов
Методы фотомеханики
Моделирование тепловых процессов в горном деле
Моделирование гидродинамических процессов
Моделирование конвективного теплообмена
Измерение физических параметров, обобщение данных и определение ошибки при моделировании
Измерение физических параметров
Обобщение данных опытов
Оценка и определение ошибки при моделировании
Математическое моделирование с применением моделей аналогов
Метод электромеханических аналогий
Критерии подобия и масштабы моделирования на основе электромеханических аналогий
Метод электрогидродинамических аналогий

Рассказать всем Twitter Facebook Delicious StumbleUpon E-Mail

Екатеринбург: Уральский государственный горный университет, 2010г.-43с. В пособии даны общие указания рекомендации по выполнению и оформлению контрольной и расчетнографической работы "Расчет и составление паспорта БВР на проведение горизонтальной горной выработки".по дисциплине "Разрушение горных пород взрывом" для студентов направления 130400-"Горное дело" очного и заочного обучения. 2-е изд. перераб. и доп.

Антощенко Н.И., Попов А.Я. Разрушение горных пород взрывом

формат pdf
размер 1.34 МБ
добавлен 25 января 2010 г.

Учебное пособие. ДонГТУ, Алчевск, -2005. Базовый конспект лекций по изучению курса "Разрушение горных пород взрывом"составлен в соответствии с програмой и методическими указаниями по данной дисциплине для студентов, обучающихся по специальности "Горное оборудование". Общие сведения о предмете. Понятие о минералах и горных породах. Состояние горных пород и процессы, происходящие в них. Вопросы теории ведения взрывных работ. Средства и технология в.

Кузнецов В.М. Математические модели взрывного дела 1 часть

формат jpg
размер 49.29 МБ
добавлен 18 мая 2011 г.

Новосибирск: Издательство "Наука" Сибирское отделение, 1977. -259 с. В монографии рассматриваются модели традиционных проблем взрывного дела: камуфлетный взрыв, взрыв на выброс, разрушение горных пород взрывом. Книга предназначена для научных работников, инженеров, преподавателей, аспирантов и студентов, занимающихся проблемами действия взрыва в твердых грунтах.rn

Курсовая работа - Проект массового взрыва

формат doc
размер 288 КБ
добавлен 21 мая 2011 г.

БНТУ, Кафедра Горные работы, дисциплина Разрушение горных пород взрывом, 2 курс, преподаватель - Оника С. Г, 19 страниц. Содержание: Задание. Содержание Выбор взрывчатых веществ и средств взрывания Расчет параметров массового взрыва Определение требуемой крупности дробления Выбор диаметра скважин Обоснование расчетного удельного расхода взрывчатых веществ Определение параметров расположения скважин на уступе и пара-метров зарядов Определение тип.

Кутузов Б.Н. Лабораторные и практические работы по разрушению горных пород взрывом

формат pdf
размер 9.41 МБ
добавлен 15 декабря 2009 г.

Недра - 1981 г. 255 с. Приведены лабораторные и практические работы, охватывающие все разделы курса "Разрушение горных пород взрывом". Приведены необходимые теоретические и справочные сведения, аппаратура и приборы, методика выполнения работ как в лаборатории, так и на полигоне.

Кутузов Б.Н., Рубцов В.К. Физика взрывного разрушения горных пород Раздел 1

формат jpg
размер 41.4 МБ
добавлен 18 мая 2011 г.

Москва: МГИ, 1970. -176 с. Настоящее пособие излагает некоторые вопросы, возникшие в связи с организацией специализации "Разрушение горных пород взрывом", которые не освещены в достаточной степени в существующем курсе "Разрушение горных пород". К ним относятся более подробные сведения о работоспособности ВВ в реальных горных породах и методы их испытания в промышленных условиях. Более подробно на новейшем материале рассмотрено подобие при разруше.

Кутузов Б.Н., Рубцов В.К., Маршаков В.Н. Физика взрывного разрушения горных пород Раздел 2

формат jpg
размер 76.05 МБ
добавлен 18 мая 2011 г.

М.: МГИ, 1972. -250 с. В пособии изложены основные вопросы теории и применения промышленных ВВ в горной промышленности. Большое внимание уделено оценке полной работы взрыва при разрушении горных пород и работоспособности взрывчатых веществ. Приводятся данные о современном ассортименте ВВ и средств взрывания, даны принципы оценки, испытания и выбора ВВ с учетом получения максимального экономического эффекта и заданного техническом результата взрыв.

Методика составления тестовых заданий по курсу Разрушения горных пород взрывом

формат pdf
размер 282.22 КБ
добавлен 06 ноября 2010 г.

Донецкий Национальный Технический Университет. О. В. Хоменчук. Целью настоящей работы является создание методического обеспечения для допускового лабораторного контроля и текущей академической деятельности студентов по курсу Разрушение горных пород взрывом. В результате проделанной работы был впервые разработан пакет тестовых заданий для оперативного контроля уровня знаний студентов по курсу разрушение горных пород взрывом. Результаты работы имею.

Попов А.Я. , Антощенко Н.И. Теория и практика разрушения горных пород взрывом в примерах и задачах

формат doc
размер 569.21 КБ
добавлен 22 января 2010 г.

Попов А.Я., Антощенко Н.И. Разрушение горных пород взрывом

формат pdf
размер 1.65 МБ
добавлен 18 сентября 2010 г.

Ситников Г.А., Хомченко В.Н., Квон С.С., Антонов А.Н. Расчет паспорта буровзрывных работ на угольных шахтах

формат pdf
размер 824.71 КБ
добавлен 08 февраля 2010 г.

Приведены общие сведения о взрывном способе разрушения горных пород, рассмотрены следующие вопросы: расчет зарядов ВВ; определение глубины шпуров; определение числа шпуров и их расположение; определение расхода ВВ на заходку (цикл); расчет скорости проведения выработки; основные схемы и расчет электровзрывных цепей; меры безопасности взрывных работ в угольных шахтах. Филиал ГУ КузГТУ в г. Прокопьевске, 2008. - 33 с. [pdf]

Читайте также: