equilibrio acido y base 10745

7/17/2019 Equilibrio Acido y Base 10745

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Curso: QUIMICA

Equilibrio acido-base

Quim. Jenny M. Fernández V.



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.



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.

http://www.scidesign.com/Business/Catalysts/4.2%20catalyst%201.JPG



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.



CICLO 2013-I

Ing. Mecánica Ciclo IISemana: 9

Curso: QUIMICA

Equilibrio acido-base

Quim. Jenny M. Fernández V.



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.



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 –.



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 –



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”.



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)



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”.



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

+).



Ejemplo de ácido y base según Lewis

• De esta manera, sustancias que tienenátomos de hidrógeno, pueden ser bases



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 –



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



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



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



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



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.



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



Ácidos y Bases



PROBLEMAS DE APLICACION

Problema 1



Problema 2



Problema 3



Problema 4



Problema 5



Problema 6



Problema 7



Problema 8



Problema 9

equilibrio acido y base 10745

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