REPORTE-5

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Reporte 5: Efecto de la temperatura en la rapidez de una reacción
Cinética química y catálisis.
Efecto de la temperatura en la rapidez de una reacción.
Introducción.
La rapidez con la que se produce una transformación química es un aspecto muy importante. Tanto desde el punto de vista del conocimiento del proceso como de su utilidad industrial, interesa conocer la velocidad de la reacción y los factores que pueden modificarla.
Son varios los factores que influyen en la velocidad de una reacción química. Uno de ellos fundamental es la concentración de los reactivos y el otro la temperatura.
Un aumento de temperatura aumenta la velocidad de la reacción, con independencia de que ésta sea exotérmica o endotérmica.
Las constantes cinéticas aumentan al incrementarse la temperatura. Dicho aumento según Arrhenius se describe a continuación: 
En donde 
kf Es la rapidez específica que depende de la temperatura.
Ko es el factor de frecuencia 
E es la energía de activación 
La velocidad de reacción puede expresarse mediante ecuaciones diferenciales simples. Las aplicaciones en ingeniería de estas ecuaciones, permiten la interpolación y la extrapolación de datos cinéticos medidas bajo una variedad de condiciones de temperatura, configuración geométrica y presiones o concentraciones. Las reacciones que ocurren en soluciones deben seguir una secuencia de etapas de las cuales uno o más pueden ser controlantes. Estás son:
 Difusión de los reactivos para ponerse en contacto
Reacción de los reactivos entre sí
 Difusión de los productos para separarse una vez que se han formado
Los coeficientes de temperatura pueden separarse fácilmente las etapas 1 y 3 de la dos ya que la energía de activación para la difusión en solución del orden de 5 kilocalorías o menor.
Las reacciones en soluciones en las cuales la etapa 2 es operativa pueden identificarse a partir de datos de temperatura. la pequeña variación de la rapidez con la temperatura en proceso de difusión puede conducir a un control difusivo a temperaturas elevadas. 
El cambio de pendiente en una gráfica de Arrhenius (log k vs 1/T) hacía valor menor al aumentar la temperatura es consistente con un cambio de en la etapa lenta de la etapa 2 a la 1 o a la 3.
Debe hacerse notar también que varias reacciones del tipo etapa 2 prevalecerán en un sistema determinado debido a un equilibrio interdependiente o con productos de reacción. En sistemas acuosos, pueden ser importantes los efectos del PH sobre la hidrólisis de sales de ácidos o bases débiles. Una evaluación completa del sistema cinético requiere del conocimiento de estas reacciones laterales.
Objetivos.
▪ Analizar experimentalmente el efecto de la temperatura sobre la rapidez de reacción.
▪ Estudiar las teorías que explican los cambios de rapidez de reacción en función de la temperatura.
▪ Utilizar la ecuación de Arrhenius para determinar la energía de activación y el factor de frecuencia de una reacción química.
▪ Determinar los parámetros de activación: energía interna, entalpía, entropía y energía de Gibbs (ΔU≠, ΔH≠, ΔS≠ y ΔG≠) de hidrólisis de acetato de etilo por hidróxido de sodio.
Desarrollo experimental.
	Material
	Equipo
	Reactivos
	Por equipo: 
2 tubo de ensaye de 113 mm por
23 mm
1 soporte universal con pinzas
1 cronómetro
2 pipetas volumétricas de 5 mL
1 pipetas volumétricas de 1 mL
2 vasos de precipitados de 10
mL
1 piseta
1 barra de agitación magnética
1 termómetro
1 vaso de precipitados de 600
mL
Por grupo: 
Preparación de
disolución de acetato de
etilo
1 matraz aforado de 100 mL
1 pipeta volumétrica de 2 mL
1 vaso de precipitados de 10 mL
1 propipeta
 Preparación de
disolución de hidróxido
de sodio.1 vidrio de reloj
	Por equipo:
1 potenciómetro con
electrodo de vidrio
1 parrilla con agitación
magnética
	Por equipo:
10 mL de disolución 0.2 M de
hidróxido de sodio
10 mL de disolución 0.2 M de
acetato de etilo, recién
preparada
Resultados.
	Tabla 1. Resultados experimentales
	t (s)
	pH a 21 °C
	pH a 31°C
	15
	12.91
	12.67
	30
	12.87
	12.67
	60
	12.85
	12.61
	90
	12.8
	12.53
	120
	12.75
	12.46
	180
	12.6
	12.35
	300
	12.55
	12.2
	420
	12.4
	12.11
	600
	12.37
	12.01
	720
	12.23
	11.95
	840
	12.15
	11.92
	960
	12.1
	11.9
	1080
	12.07
	11.88
	1200
	12.03
	11.87
Para T= 21°C, el valor de pH a tiempo cero es:
Para T= 31°C, el valor de pH a tiempo cero es:
	Tabla 2. Tabla de concentraciones molares
	
	NaOH
	+
	C4H8O2
	→
	C2H3NaO2
	+
	C2H5OH
	INICIO
	CA0
	
	CB0
	
	
	
	
	REACCIONA
	XA CA0
	
	XB CB0
	
	
	
	
	t
	CA0(1-XA)
	
	CB0(1-XB)
	
	CA0XA
	
	CA0XA
	Tabla 3. Concentración de hidróxido de sodio en función de pH para cada tiempo.
	
	t (s)
	pH (21 °C)
	[NaOH] a T=21°C
	pH (31°C)
	[NaOH] a T=31°C
	0
	12.951
	0.089330548
	12.719
	0.052360044
	15
	12.91
	0.081283052
	12.67
	0.046773514
	30
	12.87
	0.074131024
	12.67
	0.046773514
	60
	12.85
	0.070794578
	12.61
	0.040738028
	90
	12.8
	0.063095734
	12.53
	0.033884416
	120
	12.75
	0.056234133
	12.46
	0.028840315
	180
	12.6
	0.039810717
	12.35
	0.022387211
	300
	12.55
	0.035481339
	12.2
	0.015848932
	420
	12.4
	0.025118864
	12.11
	0.012882496
	600
	12.37
	0.023442288
	12.01
	0.01023293
	720
	12.23
	0.016982437
	11.95
	0.008912509
	840
	12.15
	0.014125375
	11.92
	0.008317638
	960
	12.1
	0.012589254
	11.9
	0.007943282
	1080
	12.07
	0.011748976
	11.88
	0.007585776
	1200
	12.03
	0.010715193
	11.87
	0.007413102
	Tabla 4. Constante de rapidez Para T= 21 °C:
	t 
(s)
	[NaOH]
(M)
	(M)
	K
()
	Kprom ()
	0
	0.089330548
	0.08933055
	-
	0.06468474
	15
	0.081283052
	0.08933055
	0.07388725
	30
	0.074131024
	0.08933055
	0.07650833
	60
	0.070794578
	0.08933055
	0.04884994
	90
	0.063095734
	0.08933055
	0.05171726
	120
	0.056234133
	0.08933055
	0.05490346
	180
	0.039810717
	0.08933055
	0.07735825
	300
	0.035481339
	0.08933055
	0.0566315
	420
	0.025118864
	0.08933055
	0.06813414
	600
	0.023442288
	0.08933055
	0.05243929
	720
	0.016982437
	0.08933055
	0.06623609
	840
	0.014125375
	0.08933055
	0.07095262
	960
	0.012589254
	0.08933055
	0.07108171
	1080
	0.011748976
	0.08933055
	0.06844391
	1200
	0.010715193
	0.08933055
	0.06844254
	Tabla 5. Constante de rapidez Para T= 31 °C:
	t 
(s)
	[NaOH] 
(M)
	
	K
()
	Kprom ()
	0
	0.052360044
	0.05236004
	-
	0.12038133
	15
	0.046773514
	0.05236004
	0.15207257
	30
	0.046773514
	0.05236004
	0.07603628
	60
	0.040738028
	0.05236004
	0.09080928
	90
	0.033884416
	0.05236004
	0.11570622
	120
	0.028840315
	0.05236004
	0.12979294
	180
	0.022387211
	0.05236004
	0.1420546
	300
	0.015848932
	0.05236004
	0.14665734
	420
	0.012882496
	0.05236004
	0.13934804
	600
	0.01023293
	0.05236004
	0.13104198
	720
	0.008912509
	0.05236004
	0.12931016
	840
	0.008317638
	0.05236004
	0.12039037
	960
	0.007943282
	0.05236004
	0.11124376
	1080
	0.007585776
	0.05236004
	0.10437698
	1200
	0.007413102
	0.05236004
	0.09649814
Energía de activación de la reacción:
Factor de frecuencia:
Utilice la ecuación de Eyring para determinar los parámetros de activación para cada grado de temperatura
 
K: constante de velocidad (min-1)
T: temperatura (K)
KB: constante de Boltzmann (1.38 x 10-23 J K-1)
h: constante de Planck (6.626 x 10-34 J s)
R: constante universal de los gases (8.315 J mol-1 K-1)
Igualmente se comporta como línea recta siendo m= y b= por lo tanto al graficar 1/T y lnk/T podremos conocer estos valores 
La ordenada al origen:
Para calcular la energía libre de Gibbs:
T=294.15 K
T=304.15 K
Calculo de energía interna:
T=294.15 K
T=304.15K
Análisis de resultados.
Dentro de las gráficas se puede observar la tendencia lineal que hay cuando la temperatura es la del medio y el desajuste ligero por haber cambios más bruscos en la concentración en menor tiempo, esto indica que el cambio de concentración es más grande y tiene mayor velocidad durante la parte experimental con la temperatura elevada, así como la energía de activación será mayor con una temperatura de trabajo más grande, pues esta será dada por la diferencia de los puntos tomados como referencia en cuanto a temperaturas.
Mientras que la energía libre, la energía interna se verán afectados de manera inversa entre sí, esto quiere decir que, según los datos obtenidos, la energía libre de Gibbs aumentara a medida que la energía interna disminuirá según se aumente la temperatura de trabajo.
Conclusión.
Es apreciable como el cambio de temperatura afecta directamente a la rapidez de la reacción, haciendo que al incrementarse la temperatura se formen con mayor velocidad los productos esperados. Los ajustes según la línea de tendencia y el orden de la reacción se verán favorecido a la temperatura del medio y habrá un cambio ligero a la hora de hacerlo con una temperatura elevada.
Debido a esto se puede concluir que la temperatura ayudara o afectará en la rapidez del experimento según se desee, pues si se desea controlarla de una mejor manera bajar la temperatura unos cuantos grados será suficiente.
La variación del principal componente de la termodinámica será vista de manera directa sobre la hidrolisis del acetato pues la energía interna, así como la energía libre de Gibbs, se ven afectados de manera importante al variar dicho componente. La energía libre aumentará a medida que la energía interna disminuya y será debido a la formación de los productos con mayor rapidez debido al aumento de temperatura.
Referencias.
ATKINS P. W. (1986), “Fisicoquímica”, 4ta ed., MCGRAW HILL, México.
BURBANO DE ERCILLA, Santiago y GARCIA MUÑOZ, Carlos (2003), “Física General”, EDITORIAL TEBAR, España, 465p.
MANTELL C.L. (2003), “Ingeniería Electroquímica”, REVERTE, España, 22p.
GONZÁLEZ, José Castillo, ESIQIE IPN, Apuntes: Principios de electroquímica y corrosión 
Memoria de cálculo.
Para obtener el valor de pH a tiempo cero su utiliza la ecuación polinomial obtenida de la gráfica 1
Para T= 21°C:
Para T=31°C:
Para obtener la concentración de hidróxido para cada temperatura se realizó lo siguiente:
Para T= 21 °C:
Tomando el valor de pH a tiempo cero:
pH= 12.951 
Esto se realiza para cada uno de los datos de esta temperatura.
Para T= 31°C:
Tomando el valor de pH a tiempo cero:
pH= 12.719 
Esto se realiza para cada uno de los datos de esta temperatura.
Para obtener la K de rapidez para cada temperatura se realizó lo siguiente:
Debido a que el orden de reacción en el reporte 1 (Hidrolisis) fue de 2, se utiliza el método integral grafico de orden 2, donde
Despejando…
Para T= 21 °C:
k=0.07388725
Esto se realiza para cada uno de los datos de esta temperatura.
Determinamos el Kprom.= 0.06468474 
Para T= 31 °C:
k=0.15207257
Esto se realiza para cada uno de los datos de esta temperatura.
Determinamos el Kprom = 0.12038133 
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