expo quimica

Química aplicada a la Ingeniería.

P r o f e s o r : A b e l M a u r i c i o P é r e z V e g a .

INDICE .

• INTRODUCCIÓN.

• IMPORTANCIA DE LA QUÍMICA EN LA INGENIERÍA PETROLERA.

• DESCUBRIMIENTO DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS (ELECTRÓN, PROTÓN,NEUTRÓN).

• MODELO ATÓMICO DE BOHR.

• MODELO ATÓMICO DE LA MECÁNICA CUÁNTICA .

• NÚMEROS CUÁNTICOS.

• PRINCIPIO DE CONTRUCCIÓN ELECTRÓNICA.

• PROPIEDADES MAGNÉTICAS.

• CONCLUSIÓN.

• BIBLIOGRAFÍA.

QUÍMICA APLICADA A LA INGENIERÍA. 2

INTRODUCCIÓN.

Se denomina química a la ciencia que estudia tanto la composición, estructura y propiedades de la materia como los cambios que ésta experimenta durante las reacciones químicas y su relación con la energía.


I M P O R T A N C I A D E L A

Q U Í M I C A E N L A I N G E N I E R Í A

P E T R O L E R A .

El Ingeniero Petrolero tiene como principales actividades:

La programación, la ejecución y la dirección de los procesos de explotación de hidrocarburos, de agua y de energía geotérmica.

Una vez que se ubica un yacimiento de petróleo, se debe analizar la composición química del mismo; por lo que el ingeniero debe interpretar adecuadamente los resultados del análisis, para elegir el método apropiado de explotación.


Adicionalmente, cuando se está en el proceso de extracción, debe monitorearse continuamente la composición física y química del producto (petróleo) para que, de ser necesario, se modifiquen las condiciones de operación; esto implica que el ingeniero petrolero debe ser capaz de:

• Interpretar las diferentes unidades de concentración.

• El grado de acidez

• Conocer los diferentes métodos de purificación de una mezcla, lo cual es indispensable en la producción de hidrocarburos.


I M P O R T A N C I A D E L A

Q U Í M I C A E N L A I N G E N I E R Í A

P E T R O L E R A .

D E S C U B R I M I E N T O D E

P A R T Í C U L A S S U B A T Ó M I C A S ( E L E C T R Ó N , P R O T Ó N , N E U T R Ó N ) .

Thomson descubrió unas Partículas Subatómicas

cargadas través del estudio de los rayos Catódicos.

Propuso un modelo atómico que explicara dichos

Resultados experimentales.

El pudín de ciruelas, según el cual los electrones eran

como 'ciruelas' negativas incrustadas en

negativamente, los electrones, a un 'pudín' de

materia positiva.


R A Y O S C A T Ó D I C O S .

La luminosidad producida por los rayos catódicos siempre se produce en la pared del tubo situada frente al cátodo.

Los rayos catódicos hacen girar una rueda de palas ligeras interpuesta en su trayectoria.

Los rayos catódicos son desviados por la acción de campos eléctricos y magnéticos. Frente a un campo eléctrico se desvían hacia la placa positiva.


R A Y O S C A T Ó D I C O S .

Los rayos catódicos tienen las mismas características independientemente de la sustancia gaseosa que se encuentre en el tubo o del metal que constituya los electrodos.

Con sus experimentos, Thomson demostró que los rayos catódicos estaban formados por partículas negativas que debían formar parte de todos los átomos, átomos que por tanto no eran indivisibles como proponía el modelo de Dalton. Hoy llamamos electrones a estas partículas negativas.


L I M I T A C I O N E S . Los experimentos con los rayos catódicos habían

puesto de manifiesto que los átomos no eran indivisibles tal y como había propuesto Dalton, y que había partículas más pequeñas que el átomo y de carga negativa.

Teniendo en cuenta que se sabía que los átomos eran neutros, ya que no se desviaban en presencia de campos eléctricos. Thomson propuso un modelo para el átomo que estuviera de acuerdo con todas estas observaciones.

M O D E L O A T Ó M I C O D E

B O H R .

Bohr afirmó:

Que el electrón sólo puede girar en determinadas órbitas y que no absorbe ni desprende energía mientras no cambie de órbita.

Supuso que la radiación se emite o se absorbe cuando el electrón cambia de una órbita a otra.

A las órbitas más alejadas del núcleo les corresponden niveles de energía más elevados que a las más próximas a él.

La energía del fotón emitido o absorbido es igual a la diferencia entre las energías de los dos niveles.

Para desarrollar su modelo Bohr se apoyó en:

•El modelo atómico nuclear diseñado por Rutherford.

• La teoría cuántica de la radiación del físico Max Planck.

•La interpretación del efecto fotoeléctrico dada por Albert Einstein.


El modelo de Bohr es un modelo cuántico, decimos que un sistema es cuántico si sólo puede poseer ciertos valores definidos de energía.

Bohr, calculó los radios de las órbitas permitidas y las energías

de dichas órbitas.


Mientras un electrón gira en una órbita permitida no absorbe ni emite energía, pero cuando pasa de una órbita a otra más alejada del núcleo, absorbe energía y cuando desciende a una órbita más próxima al núcleo emite energía radiante. Puesto que conoce las energías de cada nivel puede calcular la energía que corresponde a cada salto electrónico y la frecuencia de la luz emitida.

L I M I T A C I O N E S .

El modelo atómico de Bohr explicaba el espectro atómico del hidrógeno ya que las frecuencias teóricas calculadas con el modelo de Bohr coincidían con las determinadas experimentalmente, sin embargo el modelo de Bohr fallaba al intentar explicar los espectros de los átomos poli electrónicos e incluso con el espectro del hidrógeno cuando se utilizaron espectroscopios más potentes.

Los postulados de Bohr además suponían una mezcla un tanto confusa de mecánica clásica y mecánica cuántica.


• El modelo del átomo se basa en la forma matemática de la estructura atómica. Fue elaborada por tres personas: Erwin Schrödinger (1887 – 1961); Werner Heisenberg (1887 – 1961); Louis de Brogle (1892 – 1977).

• La teoría cuántica afirma que la materia tiene propiedades asociadas con las ondas.

• El Principio de Incertidumbre determina que el electrón no posea posición exacta en la electricidad atmosférica, ni velocidad ni dirección definida.

• De este modelo sólo diremos que no se habla de órbitas, sino de orbitales. Un orbital es una región del espacio en la que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.

• Los orbitales atómicos tienen distintas formas geométricas. Son los posibles espacios ocupados por los electrones, es decir, hay alta probabilidad de encontrarlos en la nube electrónica representada en rojo en la imagen de arriba.

M O D E L O A T Ó M I C O D E L A

M E C Á N I C A C U Á N T I C A .


N Ú M E R O S C U Á N T I C O S .

Cada electrón de un átomo se caracteriza por cuatro números denominados números cuánticos. No existen dos electrones en un átomo que tengan los cuatro números cuánticos iguales.

Principal (n). Este número da una idea de la ubicación de un nivel energético respecto del núcleo. Cuanto mayor sea n, mayor será la energía de ese nivel y más alejado del núcleo se encontrará. Cada uno de ellos está caracterizado por subniveles

Secundario (I). Valores desde 0 a n-1. Es decir: en el primer nivel energético, el número cuántico l solo puede tomar un valor que es cero. Este define la forma del orbital en el que se moviliza el electrón.


Entonces, se puede decir que los valores del número cuántico n indican el tamaño del orbital, es decir, su cercanía al núcleo; y los valores del número cuántico l definen el tipo de orbital: • Si l = 0, el orbital es del tipo s (SHARP) • Si l = 1, los orbitales son del tipo p. (PRINCIPAL) • Si l = 2, los orbitales son del tipo d. (DIFUSO) • Si l = 3, los orbitales son del tipo f. (FUNDAMENTAL)


N Ú M E R O S C U Á N T I C O S .

Por ejemplo, el hidrógeno tiene un número atómico 1 y, por lo tanto, un solo electrón. Este electrón se encuentra en el primer nivel energético caracterizado por el número cuántico principal n = 1. ya que es el más cercano al núcleo. En este caso, el único valor posible para l es cero, que indica que este electrón se ubica en un orbital del tipo s. Como l es cero, el único valor posible para m es cero también, lo que indica que solo existe un orbital de tipo s. Este electrón puede estar girando en cualquiera de los sentidos y, por lo tanto, se le puede asignar cualquiera de los dos valores del número cuántico de spin (s).


C O N F I G U R A C I Ó N

E L E C T R O N I C A .

Podemos usar el modelo de la mecánica cuántica para el átomo, a objeto de mostrar cómo se ordenan los electrones en los orbitales atómicos; es decir, señalar la configuración electrónica. Esta configuración señala todos los orbitales ocupados con la cantidad de electrones de cada uno de ellos contiene.

Cuando se asigna una configuración electrónica a un elemento, los electrones se caracterizan con la siguiente notación:

nl ˟

x = es la cantidad de electrones correspondientes al valor de n y l indicados en esta notación.

n = número cuántico principal

l = número cuántico secundario (l se representa por la letra correspondiente s, p, d y f no por su número).

Por ejemplo:

4d³ significa que en los 4 orbitales 4d (n = 4 y l = 2) hay, en este caso 3 electrones.


P R I N C I P I O S

C O N F I G U R A C I Ó N E L E C T R Ó N I C A .

Una configuración electrónica es la forma de llenado de los orbitales y suborbitales para completar un átomo.

La configuración electrónica se logra en base a ciertas reglas llamadas "Principio de Aufbau" o "Principio de Construcción".


a) Principio de Mínima energía: "Los electrones se ubican primero en los orbitales de más baja energía (más cerca del núcleo) y los de mayor energía se ocupan cuando los primeros están ocupados“.

b) Principio de exclusión de Pauli: "Los orbitales son ocupados por dos electrones como máximo, siempre que presenten espines distintos".

c) Principio de Máxima multiplicidad de Hund: "En orbitales de la misma energía los electrones entran de a uno. Ocupando cada órbita con el mismo spin. Cuando se alcanza el semi llenado, recién se produce el apareamiento con los espines opuestos".

P R I N C I P I O

“ Principio de Aufbau” o “Principio de

Construcción”

El proceso metódico de llenado de capas y subcapas, conocido en la literatura técnica como Aufbau (que significa “construcción”, del alemán Aufbauprinzip que se traduce como “principio de construcción”) y concebido por Niels Bohr, es mejor memorizado con un ordenamiento conocido como la regla del serrucho por la forma en la cual se efectúa el recorrido.


P R O P I E D A D E S

M A G N É T I C A S .

En las explicaciones que se dan de las configuraciones electrónicas vemos que algunos átomos poseen electrones no apareados.

La presencia de electrones no apareados en los átomos de un elemento se puede determinar de manera sencilla a partir de las propiedades magnéticas del elemento.

Si átomos que sólo contienen electrones con espines apareados se colocan en un campo magnético, experimentan una repulsión débil.

Dicho fenómeno se conoce como diamagnetismo.




En cambio, los átomos que contienen uno o más de un electrón no apareado son atraídos por el campo magnético.

Este comportamiento de los electrones no apareados se conoce como paramagnetismo.

La atracción de cada electrón no apareado es muchas veces más fuerte que la repulsión de todos los electrones con espines apareados de este átomo.




Para entender más fácilmente el fenómeno, o propiedad que tiene los diversos materiales, podemos poner ejemplo de la repulsión con imanes, es el caso del diamagnetismo.

Para explicar el paramagnetismo en términos sencillos podemos visualizar el electrón como una partícula que gira sobre su propio eje y genera un momento magnético, como hace una corriente eléctrica que fluye por un alambre. Este momento magnético permanente produce una atracción hacia la parte más fuerte del campo.



M A G N É T I C A S

En los materiales ferromagnéticos los electrones no apareados están alineados con sus vecinos incluso en ausencia de un campo magnético.

Estos grupos de espines mutuamente alineados se conocen con la denominación de dominios magnéticos.


La aplicación de un campo magnético consigue que todos estos dominios se alineen con el campo magnético.

Dicha alineación es bastante más fuerte que la alineación del paramagnetismo y puede incluso llegar a adoptar una forma permanente.

C O N C L U S I Ó N .

La química para ingenieros va más allá de un sin número de ecuaciones y estructuras complejas; a diario estamos en contacto con un fenómeno químico que nos involucra a todos los seres humanos como lo es la respiración; por otro lado, y en un contexto no muy alentador referenciamos la contaminación ambiental a través de fenómenos como la polución generada no sólo por los autos sino también por procesos industriales.

En nuestro caso como ingenieros petroleros la química esta en el análisis de los lodos de perforación y sus componentes, así como el análisis de los minerales que contienen nuestras rocas o la litología por donde estamos pasando.


P R E G U N T A S .


• ¿PRINCIPALES ACTIVIDADES DEL INGENIERO PETROLERO?

R. Programación, Ejecución y la dirección de los procesos de explotación de hidrocarburos, agua y de energía geotérmica.

• ¿QUÉ DETERMINA EL PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE?

R. El electrón, no posee una posición exacta en la electricidad atmosférica ni velocidad ni dirección definida.

• ¿CUÁLES SON LOS DOS TIPOS PRINCIPALES DE NUMEROS CUÁNTICOS?

R. Principal (N) mide nivel energético

Secundario (I) define la forma del orbital donde se encuentra el electrón.

• ¿TIPOS DE PRINCIPIOS DE CONFIGURACIÓN ELECTRONICA?

R. Principio de Mínima energía

Principio de exclusión de Pauli

Principio de máxima multiplicidad de Hund.

• ¿QUE ES UN ORBITAL?

R. Es una región del espacio, en la que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.

B I B L I O G R A F Í A .

• https://avdiaz.files.wordpress.com/2008/08/a_quim_ing.pdf

• http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0280-01/ejem3-parte1.html

• http://usuarios.lycos.es/lydiavegas/experiences.html

• http://inicia.es/de/atomos/modelos_tabla.htm http://www.uv.es/~bertomeu/material/museo/GUIA7.html http://www.fortunety.com/campus/dawson/196/modelos.htm http://thales.cica.es/rd/Recursos/rd99/ed99-0280-01/ejem3-parte1.html http://www.fq.cebollada.net/atomo1bto.html


https://avdiaz.files.wordpress.com/2008/08/a_quim_ing.pdf

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http://www.fq.cebollada.net/atomo1bto.html

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