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VELOCIDAD DE REACCIÓN
OBJETIVO
El alumno determinará la velocidad específica de la reacción de saponificación del acetato
de etilo con hidróxido de sodio por medio de un estudio cinético apropiado a una temperatura
dada.
CONSIDERACIONES TEÓRICAS
El objetivo de la cinética química es estudiar la velocidad con que se efectúan las
reacciones químicas y además la forma detallada en que ocurre la transformación de reactivos en
productos a nivel molecular (mecanismo de reacción).
Un sistema cerrado que consta de varias especies químicas a temperatura y presión total
constantes, puede expresarse de acuerdo a la ecuación:
∑
(1)
donde Ai = I-esima especie química en la reacción; νi es el coeficiente estequiométrico, el cual
es negativo para los reactivos y positivo para los productos.
Los moles de cualquier especie en cualquier momento de una reacción química está dado
por:
(2)
donde: ni son los moles de la i-esima sustancia a cualquier tiempo, nio son los moles de la i-sima
sustancia al inicio de la reacción, νi es el coeficiente estequiométrico de la i-esima sustancia,
finalmente ξ es el avance de la reacción. De la ecuación anterior, se puede definir el avance de
reacción como:
(
)
( )
Derivando esta ecuación con respecto del tiempo tenemos:
( )
Ecuación que define a la velocidad de reacción en términos de cualquier especie química
de la reacción. La velocidad de una reacción depende de la temperatura, de la presión y de las
concentraciones de las distintas especies de la reacción y de la concentración de los
catalizadores. Si la reacción ocurre en una sola fase, la reacción es homogénea, si se realiza en
más de una fase, la reacción se clasifica como heterogénea. Si la reacción es homogénea
entonces la velocidad de reacción es proporcional al volumen, además si el volumen del fluido
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en el reactor (igual al volumen del reactor) es constante, podemos dividir la ecuación anterior
entre el volumen, V, y obtener la definición convencional de la velocidad de reacción,v:
⁄
( )
La velocidad de una reacción depende fundamentalmente de la concentración de las
especies reactivas, ésta relación se puede expresar como:
( )
donde k es la constante de velocidad o también llamada velocidad específica, α y β son los
órdenes parciales de reacción y que sumados se le llama orden global de la reacción.
En la gran mayoría de los casos al aumentar la concentración, la velocidad también
aumenta. Esto se debe a que las moléculas se encuentran más cercanas unas de otras a mayor
concentración, lo que provoca un aumento en el número de colisiones por unidad de tiempo y
por lo tanto, un aumento en la velocidad de la reacción.
Estrictamente, las concentraciones que aparecen en la ecuación de velocidad y sus
exponentes solo se pueden determinar experimentalmente. Sin embargo, para las reacciones que
se denominan elementales, que son las que se llevan a cabo a nivel molecular en la forma en que
están escritas en la reacción química, la velocidad es proporcional a la concentración de cada una
de las sustancias que aparecen como reactivos, y el orden de la reacción respecto de cada
componente coincide con el coeficiente estequiométrico. Por ejemplo, si se tiene una reacción
elemental de la forma:
aA  rR+sS
la velocidad de descomposición de A será:
dC A
 k C Aa
a dt
Para una reacción elemental de la forma:

aA+bB  rR+sS
las velocidades de desaparición de A y B serán:

dC A
 k C Aa C Bb
a dt
y

dC B
 k C Aa C Bb
b dt
El método general para determinar la ecuación de velocidad, consiste en preparar los
reactivos y ajustar su temperatura a un valor constante, posteriormente se inicia la reacción y se
cuida que la temperatura se mantenga constante en todo su desarrollo. El avance de la reacción
se determina midiendo la disminución en la concentración de un reactivo o el aumento en la
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concentración de un producto en función del tiempo por un procedimiento adecuado. A partir de
los datos de concentración y tiempo se deduce la ecuación buscada.
El conocimiento de las ecuaciones de velocidad tiene importancia práctica para predecir el
tiempo requerido para lograr la transformación deseada, así como para el diseño de los reactores
utilizados industrialmente. El conocimiento del mecanismo de las reacciones ayuda a
comprender la forma de acelerar o de bloquear una reacción química; razón por la cual tiene gran
importancia en la búsqueda de catalizadores e inhibidores.
La reacción química que se estudiará en este experimento es:
CH3-COO-CH2-CH3 + NaOH

CH3-COONa + CH3-CH2-OH
y su ecuación de velocidad empírica es:
⁄
(
)
) (
(
)
( )
Si se establece que A y B son las concentraciones iniciales de acetato de etilo e hidróxido
⁄ , el avance de reacción por unidad de volumen, entonces
de sodio respectivamente y sea
la ecuación 7 se puede representar como:
(
)(
)
( )
Integrando la ecuación (8) por el método de fracciones parciales desde x = 0 para t = 0,
hasta x = x para t = t, se obtiene:
1
B(A  x)
ln
 kt
(A  B)
A(B  x)
(9)
GUÍA DE ESTUDIOS
1. ¿Qué estudia la cinética química.
2. Cinéticamente, ¿cómo pueden clasificarse las reacciones?
3. ¿Qué es un sistema homogéneo?
4. Mencione algunos ejemplos de reacciones homogéneas y reacciones heterogéneas.
5. ¿Qué es el orden parcial y el orden total de una reacción?
6. ¿Qué variables afectan la velocidad de una reacción química?
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7. De manera experimental, ¿cuál es el procedimiento que seguiría para determina la velocidad
de una reacción química?
8. Mencione como pueden seguirse los cambios de concentración que tienen lugar en una
reacción.
9. Deduzca la ecuación (9) a partir de la ecuación (8).
10. ¿Cuáles son las unidades de la constante de velocidad para una reacción de primer y una de
segundo orden?
11. Mencione algunas aplicaciones de la cinética química.
MATERIAL
Agitador magnético (2), barra magnética (10), cronómetro (1), matraz erlenmeyer de
25mL (9), matraz redondo de 100 mL (1), microbureta (1), pipeta automática (1), pipeta
graduada de 25 mL (1), pipeta graduada de 5mL (1), pipeteador(1), puntas para pipeta (4),
termómetro de –20 °C a 110 °C (1), vaso de precipitado de 500 mL (1), vaso de precipitado de
100 mL (1), vaso de precipitado de 30 mL (4).
REACTIVOS
HCl 0.05 M, NaOH 1 M, NaOH 0.02 M, acetato de etilo puro, agua destilada, azul de
bromotimol.
PROCEDIMIENTO
1. Usando como reactor un matraz redondo de 100 mL y una barra magnética, agregue 18.9
mL de agua destilada.
2. Encienda el agitador del reactor.
3. Agregue 100 µL de acetato de etilo puro.
4. Espere unos 30 s para que se mezcle perfectamente.
5. Añada 1 mL de NaOH 1 M dentro del reactor y comience a medir el tiempo con el
cronómetro al vaciar el NaOH.
6. Tome con una pipeta automática 0.5 mL de la mezcla reaccionante un poco antes de los 3
minutos, procurando que el siguiente paso se complete exactamente a los tres minutos.
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7. Vierta la muestra en un matraz Erlenmeyer de 25 mL, anotando el tiempo exacto
transcurrido hasta el instante del vertido. Dicho matraz debe contener previamente 0.5 mL
de HCl 0.05 M y aproximadamente 5 mL de agua destilada.
8. Titule inmediatamente las muestras con NaOH 0.02 M usando azul de bromotimol como
indicador. El viraje de color es de amarillo a azul. Se debe tener especial cuidado con las
titulaciones, deben hacerse rápida y cuidadosamente. No deben acumularse las muestras.
9. Tome muestras cada 3 min hasta completar 9 muestras tituladas y cronometradas.
10. Recolecte el residuo obtenido en el experimento en contenedores debidamente rotulados
como sigue:
a) Muestras tituladas (Contenedor 1, C1)
b) Remanente del reactor (Contendor 2, C2)
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