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7/17/2019 Equilibrio Acido y Base 10745
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Curso: QUIMICA
Equilibrio acido-base
Quim. Jenny M. Fernández V.
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CATALIZADORES INDUSTRIALES
Hierro “fundido”: síntesis de amoniaco.
Zeolita USY: ruptura catalítica de hidrocarburos.
Zeolitas y tamices moleculares: catálisis ácida.
Gasa de platino: oxidación amoniaco a ácido nítrico.
Ni/kieselguhr: hidrogenación de aceites.
Metales nobles/Al2O3: hidrogenación olefinas.
Bi –Mo, Fe –Mo, perovskitas: oxidación selectiva.
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COMPONENTES DE UN CATALIZADOR
Sustancia activa (elemental ó compuesta).
Metales de transición.Cerámicas oxídicas: óxidos simples, óxidos
mixtos. Cerámicas no oxídicas: carburos,
nitruros.
Cerámicas silíceas y no silíceas.
Polímeros y compósitos.
Soporte: cerámicas, polímeros (naturales,
sintéticos).
Aditivos: promotores, rellenos, ligantes,
matrices.
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No obstante, el escalamiento a nivel industrial de un
catalizador requiere de la optimización de prospectos,
un evento que reúne prácticas de producción a nivelde planta piloto, ajuste de condiciones de operación,
estudio detallado de costos, fijación de precios,
factibilidad de manufactura con el equipo existente y
la de una cantidad representativa de catalizador.
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CICLO 2013-I
Ing. Mecánica Ciclo IISemana: 9
Curso: QUIMICA
Equilibrio acido-base
Quim. Jenny M. Fernández V.
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ACIDOS
Tienen sabor agrio.
Son corrosivos para lapiel.
Tornan de rojo alpapel de tornasol
Disuelven sustancias
Atacan a los metalesdesprendiendo H
2.
Pierden suspropiedades alreaccionar con bases.
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BASES
Tiene sabor amargo.Suaves al tacto pero
corrosivos con lapiel.
Tornan de azul alpapel de tornasol
Disuelven grasas.Pierden sus
propiedades alreaccionar conácidos.
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Definición de Arrhenius
Publica en 1887 su teoría de“disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos) que en disolución se
disocian en cationes y aniones.
ÁCIDO: Sustancia que enen disolución acuosadisocia cationes H+.
BASE: Sustancia que endisolución acuosa disociaaniones OH –.
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Disociación de arrhenius
• ÁCIDOS:
HAc (en disolución acuosa) Ac – + H+
•Ejemplos: – HCl (en disolución acuosa) Cl – + H+
– H2SO4 (en disolución acuosa) SO42 – + 2 H+
•BASES: BOH (en disolución acuosa) B + + OH –
• Ejemplo:
– NaOH (en disolución acuosa) Na+ + OH –
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Teoría de Brönsted-Lowrry
• ÁCIDOS:
“Sustancia que cede H+”.
•BASES:
“Sustancia que acepta H+”.
• Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su
“base conjugada” y cuando una base capturaH+ se convierte en su “ácido conjugado”.
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Ejemplo de par Ácido/baseconjugado
Disociación de un ácido:• HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl – (ac)
Acido Base Acido Conjugado Base Conjugado
En este caso el H2O actúa como base y el HCl al perder el H+ se transforma enCl – (base conjugada)
Disociación de una base:
• NH3 (g) + H2O (l)NH4+ + OH –
Base Acido Acido Conjugado Base Conjugado
En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4+
(ácido conjugado)
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Teoría de Lewis
ÁCIDOS: “Sustancia que contiene al
menos un átomo capaz de
aceptar un par de e-
yformar un enlace covalentecoordinado”.
BASES:“Sustancia que contiene al menos un átomo
capaz de aportar un par de electrones paraformar un enlace covalente coordinado”.
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Teoría de Lewis (Ejemplos)
• HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl – (ac)
En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que aldisociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O
formando un enlace covalente coordinado (H3O+).
• NH3 (g) + H2O (l) NH4+ + OH –
En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportarun par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4
+).
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Ejemplo de ácido y base según Lewis
• De esta manera, sustancias que tienenátomos de hidrógeno, pueden ser bases
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Electrolitos
Son sustancias que en solución puedenconducir la corriente eléctrica.
Electrolitos fuertes: ()
Están totalmente disociados Ejemplos: HCl (ac) Cl – + H+
NaOH (ac) Na+ + OH –
Electrolitos débiles: ( ) Están disociados parcialmente Ejemplos: CH3 –COOH (ac) CH3 –COO – + H+
NH3 (ac)+ H2O NH4+ + OH –
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Ionización de un ácido debil• Consideremos al ácido Débil : Hac
• La constante de Equilibrio Iónico del Acido: Ka
Si Ka <10-5
HAc H+1 + Ac-
Concentración inicial CAo -- --Concentración cambio -αCAo αCAo αCAo
Concentrac. Equilibrio CAo-αCAo αCAo αCAo
H
· Ac
K
a
=-----------------
HAc
αC Ao · αC Ao
Ka =------------------- C Ao - αC Ao
αC Ao 2
Ka =------------
C Ao (1 – α)
Cao α2
Ka =-------
(1 – α)
Ka =C Ao α2
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Ionización de una base debil• Consideremos al base Débil : BOH
• La constante de Equilibrio Iónico del Acido: Kb
Si Kb <10-5
BOH OH-1 + B+
Concentración inicial CBo -- --Concentración cambio -αCBo αCBo αCBo
Concentrac. Equilibrio CBo-αCBo αCBo αCBo
B
OH
K
b
=-----------------
BOH
αCBo αCBo
Kb =------------------- CBo - αCBo
αCBo 2
Kb =------------
CBo (1 – α)
CBo α2
Kb =-------
(1 – α)
Kb =CBo α2
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Ionización del agua
El agua es una sustancia anfótera:H2O + H2O H3O+
ac) + OH – (ac)
Como H2O es constante por tratarse de unlíquido, llamaremos Kw = Kc · H2O2
conocido como “producto iónico del agua”
K
w
= [H
3
O
].[OH
-
]
H
3
O
· OH
K
c
= -----------------
H
2
O
2
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El Kw = [H3O+][OH-]
• Cuando la T = 25ºC, K
w
= 10
-14
10
-14
= [H3O
+
][OH
-
] , tomando loglog 10-14 = log[H3O
+] + log[OH-]
-14 = log[H3O+] + log[OH-]
14 = - log [H3
O+] - log[OH-]
si : pH = -log [H3O+] y pOH = -log[OH-]
pH + pOH = 14
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Determinación del pH
• El pH puede definirse como una medida que expresa el
grado de acidez o basicidad de una solución en una
escala que varía entre 0 y 14.
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Medición del pH
• Comúnmente el pHse determina:
Utilizando un medidor de pH. Loselectrodos del medidor se introducenen la solución para conocer su valor.
En forma colorimétrica,utilizando papelesindicadores de pH osoluciones indicadorasque cambian de color deacuerdo a laacidez/alcalinidad de lasolución en que soncolocados o utilizados
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Ácidos y Bases
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PROBLEMAS DE APLICACION
Problema 1
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Problema 2
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Problema 3
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Problema 4
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Problema 5
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Problema 6
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Problema 7
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Problema 8
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Problema 9
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Problema 9