"Концепции современного естествознания" (стр. 2 )

Явление внутреннего трения имеет большое практическое значение. Например, смазка маслами трущихся поверхностей в машинах позволяет заменить внешнее трение (сухое) значительно меньшим – внутренним трением масла. Снижение трения в машинах и механизмах значительно удлиняет время их промышленной эксплуатации.

Для определения коэффициентов внутреннего трения жидкостей и газов применяются приборы, называемые вискозиметрами.

Основными методами измерения коэффициентов внутреннего трения являются: метод Стокса; метод капиллярных трубок; метод затухающих колебаний, совершаемых диском или шаром, подвешенным на упругой нити в исследуемой среде; метод двух вращающих цилиндров, установленных коаксиально – если внешний цилиндр приводится во вращение, то внутренний цилиндр, подвешенный на упругой нити, поворачивается под действием силы внутреннего трения на некоторый угол, величина которого измеряется.

В данной работе коэффициент внутреннего трения определяется с помощью метода Стокса, который еще называется абсолютным методом.

По методу Стокса при определении коэффициента внутреннего трения роняют весьма маленький металлический шарик радиусом r в исследуемую вязкую жидкость. Слой жидкости, непосредственно касающийся поверхности шарика и прилипший к нему, далее движется вместе с ним. Таким образом, шарик при падении встречает сопротивление среды. Это сопротивление возникает вследствие трения между слоями жидкости, прилегающими к прилипшему к поверхности шарика слою, т. е. сопротивление среды определяется внутренним трением жидкости.

Падающий в жидкости шарик находится под действием трех сил (рис.4). Силы тяжести: Р = mшg = (4/3)p r3rш g, выталкивающей силы (закон Архимеда): Q = mж g = (4/3)p r3rж g, силы внутреннего трения (закон Стокса): F = 6p h r V; где mш, mж – масса шарика и масса вытесненной жидкости; rш, rж – плотность материала шарика и жидкости; r – радиус металлического шарика; V – скорость падения шарика в исследуемой жидкости; g – ускорение свободного падения; h – коэффициент динамической вязкости.

Движение шарика, падающего в вязкой жидкости, лишь в первое время будет ускоренным. С возрастанием скорости увеличивается сила вязкого сопротивления и с некоторого момента движение будет равномерным, в связи с выполнением равенства:

Р = Q + F, или p r3rш g =p r3rж g + 6p h r V.

Решая последнее уравнение относительно коэффициента внутреннего трения h, получим следующую формулу для расчета:

h = .

 

Рисунок – 4 Рисунок – 5

Экспериментальная установка

Коэффициент внутреннего трения при помощи метода Стокса можно измерить на вискозиметре Стокса (рис. 5). Он представляет собой стеклянный цилиндр – 1, заполненный исследуемой жидкостью. В центре этого сосуда сверху помещена воронка – 2, через которую шарики попадают в жидкость. В середине и в низу цилиндра 1 имеются метки n и m. Падающий шарик вначале движется ускорено, а далее равномерно. Метка n ставится в том месте, где движение шарика наверняка становится равномерным. Измеряя секундомером время движения шарика от метки n к метке m и расстояние ℓ между этими метками, вычисляют скорость падения шарика по формуле:

, (16)

где ℓ – расстояние между метками n и m;

t – время падения шарика между этими метками.

Для установки цилиндра в вертикальном положении прибор снабжен отвесом и установочными винтами – 3. Шарики, упавшие на дно цилиндра, собираются на сетке – 4, и могут быть с нею извлечены из цилиндра.

С учетом выражения (16) расчетная формула для h будет выглядеть следующим образом:

. (17)

Однако последнее уравнение справедливо, если шарик падает в жидкости, простирающейся безгранично по всем направлениям. При измерениях коэффициента внутреннего трения вискозиметром Стокса в эту формулу вносятся поправки на влияние близости стенок цилиндра и его дна. С внесением указанных поправок выражение (17) принимает следующий вид:

, (18)

где R – радиус цилиндра;

h – высота жидкости в нем.

Следует учесть, что вискозиметр Стокса применяется для измерения коэффициентов внутреннего трения сравнительно вязких жидкостей, например, масел.

Проведение эксперимента и обработка опытных данных

1. Измерить микрометром диаметр шарика (2r), а штангенциркулем внутренний диаметр цилиндрического сосуда (2R).

2. Измерить масштабной линейкой расстояние между метками n и m (ℓ) и высоту жидкости (h) в цилиндре.

3. Измерить с помощью секундомера время (t) падения шарика между метками n и m.

4. Рассчитать вязкость жидкости по формуле (18).

Плотность стальных шариков rш = 7,7 · 103 кг/м3, свинцовых rш = 11,3 · 103 кг/м3, плотность глицерина rж = 1,26 · 103 кг/м3, касторового масла rж = 0,97 · 103 кг/м3.

5. Измерения произвести не менее 5 раз. Найти погрешность косвенного измерения коэффициента внутреннего трения.

6. Все опытные данные и результаты расчетов занести в таблицы

3 и 4.

Таблица 3

N опыта	r, м	R, м	ℓ, м	h, м	t, с	, м/с	hi Па·с	, Па·с
1 2 3 4 5

Таблица 4

N опыта	<h>-hi, Па·с	, Па·с
1 2 3 4 5

Контрольные вопросы

1. Что такое вязкость?

2. Что такое градиент скорости?

3. С помощью каких приборов измеряется вязкость?

4. Перечислите основные методы определения коэффициента внутреннего трения.

5. В чем разница между динамической и кинематической вязкостью?

6. В чем сущность метода Стокса?

7. Как зависит вязкость жидкости от температуры?

2.3 Лабораторная работа № 3

Классы неорганических соединений

Цель работы: усвоение современной номенклатуры неорганических веществ; изучение химических свойств классов неорганических соединений.

Перечень приборов, посуды и реактивов для выполнения работ:

Опыт 1.1. MgО, раствор фенолфталеина, пробирка.

Опыт 1.2. Мел, раствор фенолфталеина, железные щипцы, спиртовка, фарфоровая чашка.

Опыт 2.1. Аппарат Киппа, заправленный для получения СО2, пробирка, раствор лакмуса или метилоранжа.

Опыт 2.2. Р2О5, раствор лакмуса или метилоранжа, пробирка.

Опыт 3.1. СаО, раствор фенолфталеина, пробирка.

Опыт 3.2. 0,5М растворы AlCl3 или Al2(SO4)3, 1Н раствор NH4OH, 10%-ный раствор HCl, 10%-ный раствор NaОН, 3 пробирки.

Опыт 4.1 Оксиды меди и магния, 10%-ный раствор HCl или H2SO4, 3 пробирки, спиртовка.

Опыт 4.2. 0,05М растворы CuSO4 и Pb(NО3)2, металлические железо и медь, 2 пробирки.

Опыт 4.3. 0,5М раствор CuSO4, 10%-ный раствор NaOH, пробирка, спиртовка.

Опыт 4.4 и 4.5. Аппарат Киппа, заправленный для получения CO2, пробирка, известковая вода.

Метод исследования: Проведение реакций, иллюстрирующих основные химические свойства классов неорганических соединений.

Введение

Неорганические вещества по своему химическому составу и свойствам можно разделить на несколько классов:

а) простые вещества;

б) оксиды;

в) гидроксиды (основные, амфотерные, кислотные);

г) соли.

Простые вещества.

Все вещества подразделяют на простые (элементарные) и сложные. Простые вещества состоят из одного элемента, в состав сложных входит два или более элементов.

Простые вещества, в свою очередь, разделяются на металлы и неметаллы.

Металлы отличаются характерным «металлическим» блеском, ковкостью, тягучестью, могут прокатываться в листы или вытягиваться в проволоку, обладают хорошей теплопроводностью и электрической проводимостью. При комнатной температуре все металлы (кроме ртути) находятся в твердом состоянии.

Неметаллы не обладают характерным для металлов блеском, хрупки, очень плохо проводят теплоту и электричество. Некоторые из них при обычных условиях газообразны.

Оксиды.

Простейшим классом неорганических соединений являются оксиды.

Оксиды – это соединение любого элемента с кислородом, в котором кислород непосредственно связан с элементом: Na–O–Na; Ca=О; О=С=О и т. д. (если связь осуществляется между атомами кислорода, К-О-О-К, то такие соединения называются пероксидами).

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды подразделяются на основные, кислотные и амфотерные.

Основные оксиды – соединения кислорода с металлами. В основных оксидах металлы, как правило, проявляют валентность 1, 2 и 3. Основными они называются потому, что каждому из них соответствует основание (гидроксид):

Na2O – оксид натрия	NaOH – гидроксид натрия
MgO – оксид магния	Mg(OH)2 – гидроксид магния
CaO – оксид кальция	Ca(OH)2 – гидроксид кальция

Если металл проявляет переменную валентность, то при названии оксида в скобках указывается валентность металла:

– оксид меди (I),	– оксид меди (II),
– оксид железа (II),	– оксид железа (III).

Главным свойством основных оксидов является их способность взаимодействовать с кислотами с образованием соли и воды:

MgO+2HCl=МgCl2+H2O.

Кислотные оксиды – соединения кислорода с неметаллами, а также с некоторыми металлами, которые в кислотных оксидах проявляют высшую (или близкую к высшей) положительную степень окисления. Такие оксиды называются кислотными (или ангидридами кислот), потому что каждому из них соответствует кислота.

Таблица 5

Оксид	Соответствующая оксиду кислота
SO2 – оксид серы (IV) сернистый ангидрид	H2SO3 – сернистая кислота
SO3 – оксид серы (VI) серный ангидрид	H2SO4 – серная кислота
P2O5 – оксид фосфора (V) фосфорный ангидрид	H3PO4 – фосфорная кислота

Главным свойством кислотных оксидов (особенно оксидов неметаллов) является их способность взаимодействовать с основаниями с образованием соли и воды:

SO3+2NaOH=Na2SO4+H2O.

Амфотерные оксиды – оксиды металлов, которые могут взаимодействовать как с кислотами, так и со щелочами с образованием соли и воды. Эти оксиды проявляют свойства кислотных и основных оксидов. Амфотерный характер носят оксиды некоторых металлов II, III, IV и некоторых других групп периодической системы элементов: ZnO – оксид цинка, Al2O3 – оксид алюминия, BeO – оксид берилия, Cr2O3 – оксид хрома (III), PbO – оксид свинца (II) и др.

ZnO + 2HCl = ZnCl2 + H2O

хлорид цинка

ZnO + 2NaOH= Na2ZnO2 + H2O

цинкат натрия

В водных растворах щелочей такие оксиды, как правило, дают комплексные соединения:

ZnO + 2NaOH + Н2O = Na2 [Zn(OH)4]

тетрагидроксоцинкат натрия

Несолеобразующие (безразличные) оксиды, как видно из их названия, не способны взаимодействовать с кислотами или основаниями с образованием солей. К ним относятся NO – оксид азота (II), СО – оксид углерода (II) и некоторые другие оксиды.

Гидроксиды.

Среди многоэлементных соединений важную группу составляют гидроксиды – вещества, содержащие гидроксогруппы – ОН. Некоторые из них проявляют свойства оснований (основные гидроксиды) – NaOH, Ba(OH)2 и т. п., другие (кислотные гидроксиды) проявляют свойства кислот – HNO3, H2SO4 и т. д., существуют и амфотерные гидроксиды, способные в зависимости от условий проявлять как основные, так и кислотные свойства – Zn(OH)2, Al(OH)3 и др.

К важнейшим классам неорганических соединений, выделяемых по функциональным признакам, относятся кислоты, основания и амфотерные гидроксиды.

Основания – вещества, молекулы которых состоят из атома металла и гидроксогрупп, NaOH, Cu(OH)2, Mg(OH)2, или вещества, которые образуют в водном растворе из отрицательных ионов только гидроксид ион:

NaOH Na+ + OH-

Основания растворяющиеся в воде, называются щелочами: NaOH – гидроксид натрия, КОН – гидроксид калия, Ва(ОН)2 – гидроксид бария, Ca(OH)2 – гидроксид кальция. Металлы, образующие щелочи (K, Na, Ca, Ba и др.), расположены в главных подгруппах I и II групп периодической системы. К растворимым в воде основаниям относится и гидроксид аммония NH4OH, но щелочью он не является.

Если металл, образующий основание, может проявлять переменную валентность, то при названии гидроксида в скобках указывается валентность: Fe(OH)2 – гидроксид железа (II), Fe(OH)3 – гидроксид железа (III).

Главным свойством оснований является их способность взаимодействовать с кислотами с образованием соли и воды:

Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2Н2О.

Амфотерные гидроксиды – вещества, которые могут взаимодействовать как с кислотами, так и с щелочами с образованием соли и воды:

Ве(ОН)2 + 2HCl = ВеCl2 + 2Н2О

хлорид бериллия

Ве(ОН)2 + 2NaOH = Na2BeO2 + 2Н2О

бериллат натрия

В водных растворах щелочей амфотерные гидроксиды чаще всего образуют комплексные соли:

Ве(ОН)2 + 2NaOH = Na2 [Be(OН)4]

Тетрагидроксобериллат натрия

Кислоты – вещества, молекулы которых состоят из атомов водорода, способных замещаться на металл, и так называемого кислотного остатка, или вещества, которые образуют в водном растворе из положительных ионов только ионы водорода (гидроксония):

HNO3 H+ + NO3- , H+ + H2O H3O+

гидроксоний ион

По числу атомов водорода, способных замещаться на металл, различают кислоты: одноосновные (HCl – соляная кислота, HNO3 – азотная кислота, НCN – синильная кислота, CH3COOH – уксусная кислота и др.), двухосновные (Н2SO4 – серная кислота, H2S – сероводородная кислота и др.), трехосновные (H3PO4 – фосфорная кислота, Н3ВО3 – борная кислота и пр.).

По химическому составу кислоты делятся на кислородные – Н2SO3, Н2SO4, HNO3 и т. д., и бескислородные – HCl, HCN, H2S, HI и др.

Главным химическим свойством кислот является их способность к взаимодействию с основаниями с образованием соли и воды:

Сu(ОН)2 + 2HCl = CuCl2 + 2Н2О

Соли.

К солям относятся вещества, образующие в водных растворах положительно заряженные ионы, отличные от ионов водорода и отрицательно заряженные ионы, отличные от гидроксид-ионов.

Соли можно рассматривать как продукты замещения атомов водорода в кислоте атомами металлов (или группами атомов, например, группой NH4+), или как продукты замещения гидроксогрупп в основном гидроксиде кислотными остатками.

Различают следующие типы солей: средние или нормальные, кислые, основные, двойные, смешанные и комплексные.

Средние или нормальные соли – продукт полного замещения водорода кислоты на металл: Na2SO4 – сульфат натрия, CaCO3 – карбонат кальция.

Кислые соли – продукт неполного замещения водорода кислоты на металл. Кислые соли дают только многоосновные кислоты при недостаточном количестве основания:

H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O

гидросульфат

натрия

H2СO3 + NaOH = NaHСO3 + H2O

гидрокарбонат

натрия

При добавлении избытка щелочи кислая соль может быть переведена в среднюю соль:

NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O.

Основные соли – продукт неполного замещения гидроксид-ионов в основании на кислотный остаток. Они могут быть образованы только многокислотными основаниями (основаниями, содержащими несколько гидроксогрупп) при недостаточном количестве кислоты:

Al(OH)3 + HCl = Al(OH)2Cl + H2O

хлорид дигидроксоалюминия

Al(OH)3 + 2HCl = Al(OH)Cl2 + 2H2O.

дихлорид гидроксоалюминия

Перевести основную соль в среднюю можно при действии на нее кислотой:

Cu(OH)Cl + HCl = CuCl2 + H2O

хлорид гидроксомеди

Двойные соли образуются при замещении водорода многоосновной кислоты двумя различными металлами:

NaKCO3 – карбонат натрия-калия;

KAl(SO4)2 – сульфат калия-алюминия.

Смешанные соли образуются при замещении гидроксид-ионов многокислотного основания двумя различными кислотными остатками: СаCl(OCl) или CaOCl2 – хлорид-гипохлорит кальция (кальциевая соль соляной HCl и хлорноватистой HOCl кислот).

Двойные и смешанные соли, как правило, существуют только в кристаллическом состоянии.

Комплексные соли – такие вещества, в состав которых входит комплексный ион. Примерами комплексных солей могут быть продукты растворения амфотерных гидроксидов в щелочах: Na[Al(OH)4] – тетрагидроксоалюминат натрия, Na2[Zn(OH)4] – тетрагидроксоцинкат натрия и др.

Номенклатура оснований, солей и кислот.

Названия основных гидроксидов составляются из слова «гидроксид» и русского названия элемента в родительном падеже с указанием, если необходимо, степени окисленности элемента (римскими цифрами в скобках). Например, LiOH – гидроксид лития, Fe(OH)2 – гидроксид железа (II).

Для названия солей пользуются русской и международной номенклатурой.

Русское название соли составляется из названия кислоты и названия металла: CaCO3 – углекислый кальций. Для кислых солей вводится добавка «кислый»: CaHCO3 – кислый углекислый кальций. Для названия основных солей добавка «основная»: (CuOH)2SO4 – основная сернокислая медь.

Наибольшее распространение получила международная номенклатура. Названия солей по этой номенклатуре состоят из названия анионов и названия катионов: KNO3 – нитрат калия.

Если металл имеет разную валентность, то ее указывают в скобках: FeSO4 – сульфат железа (II), Fe2(SO4)3 – сульфат железа (III).

Для солей кислородсодержащих кислот в название вводят суффикс «ат», если кислотообразующий элемент проявляет высшую валентность: KNO3 – нитрат калия; суффикс «ит», если кислотообразующий элемент проявляет низшую валентность: KNO2 – нитрит калия. В тех случаях, когда кислотообразующий элемент образует кислоты более чем в двух валентных состояниях и если он проявляет высшую валентность, то применяют суффикс «ат» и префикс «пер»: KСlO4 – перхлорат калия; если низшую – применяют суффикс «ит» и префикс «гипо»: KСlO – гипохлорит калия. Для солей, образованных кислотами, содержащими разное количество воды, добавляют префиксы «мета» и «орто». Например: NaPO3 – метафосфат натрия (соль метафосфорной кислоты); Na3PO4 – ортофосфат натрия (соль ортофосфорной кислоты).

В название кислой соли вводят приставку «гидро»: Na2HPO4 – гидрофосфат натрия (если в молекуле один атом водорода) и приставку «гидро» с греческими числительными (если атомов водорода больше одного); NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия. В названия основных солей вводится приставка «гидроксо» (если групп ОН - несколько, то с греческими численными). Например, Fe(OH)Cl – хлорид гидроксожелеза (II), Fe(OH)2Cl – хлорид дигидроксожелеза (III).

Таблица 6

Формулы кислот и названия соответствующих нормальных солей

N	Формула	Анион	Название соответствующей нормальной соли
п/п	кислоты		международное	русское
1	2	3	4	5
1	HF	F-	фторид	фтористый
2	HCl	Cl-	хлорид	хлористый
3	НВr	Br-	бромид	бромистый
4	HI	J-	иодид	иодистый
5	H2S	S2-	сульфид	сернистый
6	H2S	НS-	гидросульфид	кислый сернистый
7	HNO2	NO2-	нитрит	азотистокислый
8	HNO3	NO3-	нитрат	азотнокислый
9	СН3СООН	СН3СОО-	ацетат	уксуснокислый
10	HMnO4	MnO4-	перманганат	марганцовокислый
11	Н2SO4	SO42-	сульфат	сернокислый

Продолжение таблицы 6