Objetivo general Determinar experimentalmente la cinética de una reacción química elemental homogénea en fase líquida Objetivos específicos - Medir el consumo de reactantes durante la reacción de saponificación del acetato de etilo, a diferentes temperaturas - Con los datos anteriores, calcular el coeficiente cinético k y el orden de reacción (n) por los métodos diferencial e integral - Con los resultados obtenidos, calcular las constantes del método de Arrhenius y el tiempo de vida media de la

1. Universidad Autónoma Metropolitana
División de Ciencias Básicas e Ingenierı́a (CBI)
UEA: Laboratorio de Fisicoquı́mica de los Materiales
Grupo: CCB02 Equipo: 4
Práctica No. 9
Cinética Quı́mica
Integrantes del equipo
Calixto Rivas Sebastián
Chávez Juárez Rodrigo
Columba Canales Fernando Axel
Sanabria Amaya Noe Isaac
Profesora: Dr. Mirella Gutiérrez Arzaluz
Profesora ayudante: Ing. Salma Lizeth Vite Palacios
1 de agosto de 2025

2. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
Índice
1. Introducción 3
2. Objetivos 4
2.1. Objetivo General . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
2.2. Objetivos Especı́ficos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
3. Desarrollo Experimental 4
3.1. Materiales, reactivos y equipos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4
3.2. Toxicidad y medidas de seguridad . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 5
4. Diagrama de bloques de desarrollo 5
5. Resultados 6
6. Análisis de Resultados 14
7. Conclusiones 15
8. Cuestionario 17
2

3. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
1. Introducción
La cinética quı́mica estudia la velocidad con la que se lleva a cabo una reacción quı́mica y
los factores que influyen en ella, como la temperatura, la concentración de los reactivos y la
naturaleza quı́mica del sistema [1, 2].
Una reacción ampliamente estudiada es la saponificación de un éster, como el acetato de
etilo, en presencia de una base fuerte como el hidróxido de sodio (NaOH), la reacción global es:
CH3COOCH2CH3 + NaOH → CH3COONa + CH3CH2OH (1)
La velocidad de esta reacción puede expresarse en función de las concentraciones de los reactivos,
si la reacción fuese elemental, su ley de velocidad serı́a:
−rA = k[CH3COOCH2CH3]m
[OH−
]n
(2)
Donde k es la constante cinética, y m, n los órdenes parciales de reacción. En el caso particular
en que las concentraciones iniciales de ambos reactivos sean iguales (CA = CB = C), la ecuación
se simplifica a:
−rA = kC2
(3)
El orden global de la reacción (m+n) es igual a 2, como se ha determinado experimentalmente
[3].
Para determinar el valor de k y el orden de reacción, pueden emplearse dos enfoques: el método
diferencial y el método integral, en el método diferencial, se linealiza la ecuación logarı́tmi-
camente:
ln |rA| = n ln C + ln k (4)
En el método integral, si la reacción es de segundo orden (n = 2), se obtiene:
1
CA
= kt +
1
CA,0
(5)
La constante de velocidad k depende de la temperatura, según la ecuación de Arrhenius:
k = A exp
−
EA
RT
(6)
Donde A es el factor de frecuencia, EA la energı́a de activación, R la constante universal de los
gases y T la temperatura absoluta en kelvins. Esta ecuación puede linearizarse como:
ln k = ln A −
EA
RT
(7)
A partir de dos valores de k medidos a distintas temperaturas, se puede deducir EA:
ln
k2
k1
=
EA
R
1
T1
−
1
T2
(8)
Finalmente, si se asume cinética de segundo orden, el tiempo de vida media (tiempo para
consumir la mitad del reactivo) viene dado por:
3

4. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
t1/2 =
1
kCA,0
(9)
El análisis cinético permite determinar parámetros fundamentales del sistema, como k, n, A y
EA, proporcionando una descripción cuantitativa del mecanismo de reacción.
2. Objetivos
2.1. Objetivo General
Determinar experimentalmente la cinética de una reacción quı́mica homogénea en fase lı́quida.
2.2. Objetivos Especı́ficos
Medir el consumo de reactantes durante la reacción de saponificación del acetato de etilo,
a diferentes temperaturas por el método volumétrico.
Con los datos anteriores, calcular el coeficiente cinético k y el orden de reacción n por los
métodos diferencial e integral.
Calcular el tiempo de vida media de la reacción de acuerdo al orden experimental.
Con los resultados obtenidos, calcular las constantes (A y EA) del modelo de Arrhenius.
3. Desarrollo Experimental
3.1. Materiales, reactivos y equipos
Tabla 1: Materiales y reactivos
Material y equipo Sustancias y soluciones
1 matraz Erlenmeyer de 250 mL
8 matraces Erlenmeyer de 125 mL
2 pipetas volumétricas de 50 mL, PE
1 pipeta volumétrica de 5 mL
1 termómetro de 0–100°C
1 bureta graduada de 50 mL
1 vaso de precipitados de 100 mL
1 soporte universal con pinzas para bureta
1 parrilla eléctrica con termostato
2 jeringas con manguera para succión
1 cronómetro
1 bomba de vacı́o
Solución 0.02 M de acetato de etilo
Solución 0.02 M de NaOH
Solución 0.01 M de HCl
Indicador fenolftaleı́na
Piseta con acetona
Vaselina de silicón
NOTA: Todas las soluciones deben ser preparadas con agua recién hervida y enfriada tapada
para evitar disolución del CO2.
4

5. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
Los residuos de la titulación y el sobrante de la mezcla acetato de etilo–hidróxido de sodio, se
colectan en un vaso de precipitados de 500 mL, se calientan ligeramente durante 10 minutos
para completar la reacción de saponificación y se desechan en la tarja.
3.2. Toxicidad y medidas de seguridad
Tabla 2: Toxicidad y medidas de seguridad de las sustancias utilizadas.
Sustancia Toxicidad Medidas de seguridad
Acetato de Etilo Inhalación: Puede causar mareos,
dolor de cabeza, somnolencia,
irritación del tracto respiratorio.
Contacto con ojos: Irritación se-
vera, enrojecimiento, lagrimeo.
Contacto con la piel: Puede cau-
sar irritación y sequedad.
Ingestión: Náuseas, vómitos, do-
lor abdominal; puede afectar al
sistema nervioso.
Inhalación: Trabajar en campana
de extracción o área bien ventila-
da.
Contacto con ojos: Usar gafas de
seguridad.
Contacto con la piel: Usar guan-
tes de nitrilo.
Ingestión: No comer, beber ni fu-
mar en el laboratorio. En caso de
ingestión, buscar atención médi-
ca.
Hidróxido de So-
dio (NaOH)
Inhalación: Vapores pueden cau-
sar irritación del tracto respirato-
rio.
Contacto con ojos: Causa quema-
duras graves, daño ocular perma-
nente.
Contacto con la piel: Corrosivo,
puede causar quemaduras seve-
ras.
Ingestión: Altamente corrosivo;
daño grave al sistema digestivo.
Inhalación: Usar mascarilla si se
manipula en forma sólida o en
polvo.
Contacto con ojos: Protección
ocular obligatoria.
Contacto con la piel: Guantes re-
sistentes a productos quı́micos y
bata de laboratorio.
Ingestión: En caso de ingestión,
no inducir el vómito; acudir de in-
mediato al médico.
Ácido Clorhı́dri-
co (HCl)
Inhalación: Vapores irritantes y
corrosivos; puede causar edema
pulmonar.
Contacto con ojos: Puede causar
quemaduras severas y pérdida de
visión.
Contacto con la piel: Causa que-
maduras graves.
Ingestión: Irritación y quemadu-
ras en boca, garganta y estómago.
Inhalación: Manipular en campa-
na extractora.
Contacto con ojos: Gafas de pro-
tección tipo cubeta.
Contacto con la piel: Usar guan-
tes de neopreno o nitrilo y bata.
Ingestión: No provocar el vómito;
buscar ayuda médica inmediata.
4. Diagrama de bloques de desarrollo
Temperatura ambiente
Nota: Esta parte de la práctica fue llevada a cabo por otros dos equipos.
5

6. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
Temperatura de un baño de hielo
Para este experimento se siguió el mismo procedimiento que en el anterior pero colocando los
matraces con las soluciones sobre un baño de hielo. Las titulaciones se comenzaron a realizar
hasta alcanzar una temperatura menor a 10 °C.
5. Resultados
A continuación se presentan nuestros resultados obtenidos para la temperatura con el baño
de hielo ya que fueron en los que el volumen siguió una tendencia más adecuada, y para la
temperatura ambiente los datos del equipo en los que se observó un mejor comportamiento en
el volumen utilizado del ácido.
Tabla 3: Datos experimentales del tiempo transcurrido y el volumen de ácido utilizado.
Temperatura ambiente: 23°C
Tiempo [min : seg] 1:27 2:25 2:44 3:46 5:53 6:26 6:53 7:28 8:05 8:17
Volumen HCl [ml] 11.8 9.9 9.6 9.2 9.0 8.6 8.2 7.8 7.6 7.0
Temperatura del baño de hielo: 9°C
Tiempo [min : seg] 6:41 9:10 13:36 17:34 23:28 26:16 31:23 33:15 - -
Volumen HCl [ml] 9.8 9.0 8.4 7.8 7.3 7.1 6.5 6.4 - -
En la mezcla de reacción, la concentración de hidróxido de sodio o acetato de etilo en el tiempo,
está dada por la relación volumétrica siguiente:
CNaOH =
MHCl · VHCl
Volumen de muestra
(10)
6

7. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
En el tiempo 0, la concentración del hidróxido de sodio y del acetato está dada por:
CNaOH,0 = Cacetato,0 =
MNaOH · VNaOH,0
Volumen de la mezcla
(11)
En donde: MHCl = 0,01 M MNaOH = 0,02 M Volumen de la muestra = 5 mL Volumen de la
mezcla = 50 mL VNaOH,0 = 25 mL
Por lo tanto, en el tiempo cero las concentraciones del hidróxido de sodio y del acetato de etilo
fueron:
CNaOH,0 = Cacetato,0 =
(0,02 M) · (25 mL)
50 mL
= 0,01 M
En base a las ecuaciones (1) y (2), se calcularon las concentraciones del hidróxido de sodio
haciendo uso de una hoja de cálculo. Los resultados se muestran en la Tabla 4.
Tabla 4: Concentraciones del hidróxido de sodio en función del tiempo transcurrido.
Temperatura ambiente: 23°C
T [min : seg] 0 87 145 164 226 353 386 413 448 485 497
CNaOH 0.01 0.0236 0.0198 0.0192 0.0184 0.018 0.0172 0.0164 0.0156 0.0152 0.014
Temperatura del baño de hielo: 9°C
T [min : seg] 0 401 550 816 1054 1408 1576 1883 1995 - -
CNaOH 0.01 0.0196 0.018 0.0168 0.0156 0.0146 0.0142 0.013 0.0128 - -
Subsecuentemente, se muestran las curvas de concentración correspondientes.
Gráfica 1: Curva de concentración del hidróxido de sodio con respecto al tiempo a temperatura
ambiente
7

8. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
Gráfica 2: Curva de concentración del hidróxido de sodio con respecto al tiempo a temperatura
del baño de hielo.
Posteriormente se calcularon las velocidades promedio considerando las diferencias en las con-
centraciones entre las diferencias entre los tiempos, igualmente se obtuvo la concentración
promedio, esto para ambas temperaturas.
∆t = tfinal − tinicial (12)
∆C = Cfinal − Cinicial (13)
rA =
∆C
∆t
(14)
Cpromedio =
Cfinal + Cinicial
2
(15)
Tabla 5: Cálculo de la velocidad promedio rA T = 23 °C
[s] C [M] rA [M/s] Cpromedio [M]
87 0.0136 0.00015632 0.0168
58 -0.0038 6.5517×10−5
0.0217
19 -0.0006 3.1579×10−5
0.0195
62 -0.0008 1.2903×10−5
0.0188
127 -0.0004 3.1496×10−6
0.0182
33 -0.0008 2.4242×10−5
0.0176
27 -0.0008 2.963×10−5
0.0168
35 -0.0008 2.2857×10−5
0.016
37 -0.0004 1.0811×10−5
0.0154
12 -0.0012 1×10−4
0.0146
8

9. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
Tabla 5.bis Cálculo de la velocidad promedio rA T = 9 °C
[s] C [M] rA [M/s] Cpromedio [M]
401 0.0096 2.3940×10−5
0.0148
149 -0.0016 1.0738×10−5
0.0188
266 -0.0012 4.5113×10−5
0.0174
238 -0.0012 5.042×10−5
0.0162
354 -0.0010 2.8249×10−5
0.0151
168 -0.0004 2.381×10−5
0.0144
307 -0.0012 3.9088×10−5
0.0136
112 -0.0002 1.7857×10−5
0.0129
Partiendo del método diferencial, se tiene que:
ln rA = n ln C + ln k (16)
En donde: n: Orden de reacción k: Coeficiente cinético o constante de velocidad
A continuación se presentan las gráficas del logaritmo natural de las velocidades promedio con
respecto al logaritmo natural de las concentraciones promedio.
Gráfica 3: Logaritmo natural de las velocidades promedio vs logaritmo natural de las concen-
traciones promedio a temperatura ambiente.
9

10. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
Gráfica 4: Logaritmo natural de las velocidades promedio vs logaritmo natural de las concen-
traciones promedio a temperatura del baño de hielo.
Comparando el modelo utilizado (ajuste lineal) con la ecuación (8), se tiene:
Temperatura de 23 °C: Ajuste lineal: y = −0,316878x − 11,982842 n = −0,316878 k =
exp(−11,982842) = 6,250544 × 10−6
Temperatura de 9 °C: Ajuste lineal: y = 3,762943x + 3,232634 n = 3,762943 k =
exp(3,232634) = 25,346331
Como parte del método integral se grafican los inversos multiplicativos de las concentraciones
con respecto al tiempo:
10

11. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
Gráfica 5: Inverso multiplicativo de las concentraciones vs tiempo a temperatura ambiente.
Gráfica 6: Inverso multiplicativo de las concentraciones vs tiempo a temperatura del baño de
hielo.
Para calcular el valor de k se parte de la siguiente ecuación deducida a partir del método integral
11

12. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
cuando se tiene n = 2.
1
CA
= kt +
1
CA,0
(17)
Comparando (17) con la ecuación obtenida por regresión lineal en las gráficas anteriores, se
deduce que el coeficiente cinético k es la pendiente de la recta.
Temperatura de 23 °C:
Ajuste lineal: y = 0,052479x + 40,715489
k = 0,052479
Temperatura de 9 °C:
Ajuste lineal: y = 5,216038x + 0,999851
k = 5,216038
El tiempo de vida media está dado por
t1/2 =
1
kCA,0
(18)
k a partir del método diferencial
Temperatura ambiente
t1/2 =
1
10,01 M × 6,250544 × 10−6
= 15998607,48 s
Temperatura de baño de hielo
t1/2 =
1
10,01 M × 25,346331
= 3,9453 s
k a partir del método integral
Temperatura ambiente
t1/2 =
1
10,01 M × 0,052479
= 1905,52 s
Temperatura de baño de hielo
t1/2 =
1
10,01 M × 5,216038
= 19,171 s
La relación entre el coeficiente cinético y la temperatura de reacción está dada por el modelo
de Arrhenius:
k = Ae−
EA
RT (19)
En donde
EA: Energı́a de activación
A: Factor de frecuencia de colisiones o constante de Arrhenius
R: Constante molar de los gases
T: Temperatura termodinámica [Kelvin]
12

13. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
Aplicando logaritmo natural a ambos miembros de (19) y simplificando, se obtiene la siguiente
relación
ln k = ln A −
EA
RT
(20)
Si se tienen dos temperaturas,
ln
k2
k1
= −
EA
R
1
T2
−
1
T1
(21)
Despejando la energı́a de activación,
EA =
T1T2
T2 − T1
R ln
k2
k1
(22)
Las energı́as de activación resultantes con R = 8,314 J mol−1
K−1
y con k calculada a partir de
los métodos diferencial e integral son:
Con k obtenida a partir del método diferencial
EA =
296,15 K × 282,15 K
296,15 K − 282,15 K
× 8,314 J mol−1
K−1
× ln
6,250544 × 10−6
25,346331
= −755021,5033 J mol−1
Con k obtenida a partir del método integral
EA =
296,15 K × 282,15 K
296,15 K − 282,15 K
× 8,314 J mol−1
K−1
× ln
0,052479
5,216038
= −228215,306 J mol−1
De acuerdo con (19), el logaritmo natural de la constante de Arrhenius es entonces
ln A = ln k +
EA
RT
(23)
k a partir del método diferencial
ln A = ln 25,346331 +
−755021,5033 J mol−1
8,314 J mol−1K−1 × 282,15 K
= −318,629
k a partir del método integral
ln A = ln 5,216038 +
−228215,306 J mol−1
8,314 J mol−1K−1 × 282,15 K
= −95,635
Haciendo una comparación con los valores reportados en la literatura de EA = 47000 J/mol y
ln A = 16,58:
% de error E1 =
47000 − (−755021,5033)
47000
× 100 = 1706,42 %
% de error E2 =
47000 − (−228215,306)
47000
× 100 = 585,56 %
% de error ln A1 =
16,58 − (−318,629)
16,58
× 100 = 2021,76 %
% de error ln A2 =
16,58 − (−95,635)
16,58
× 100 = 676,80 %
13

14. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
Obteniendo un promedio de k a temperatura ambiente calculado por ambos métodos
kprom =
0,052479 + 6,250544 × 10−6
2
= 0,026242
Comparándolo con el reportado en la literatura de k = 0,107 molar−1
s−1
:
% de error =
0,107 − 0,026242
0,107
× 100 = 75,47 %
6. Análisis de Resultados
Los resultados obtenidos permiten llevar a cabo un análisis cinético exhaustivo de la reacción de
hidrólisis del acetato de etilo en medio alcalino, bajo dos condiciones isotérmicas: temperatura
ambiente (23 ◦
C) y un sistema refrigerado (9 ◦
C), se aplicaron los métodos diferencial e integral
para el tratamiento de los datos, permitiendo determinar tanto el orden de reacción como el
coeficiente cinético (k), ası́ como estimar la energı́a de activación (EA) mediante la ecuación
de Arrhenius.
A partir del método diferencial, el comportamiento log-log de rA frente a CA presenta una
alta dispersión, evidenciada por el carácter no lineal de las gráficas obtenidas y la inconsis-
tencia de los parámetros ajustados, notablemente, se obtuvo un orden de reacción negativo
(n = −0,316) para la condición a 23 ◦
C, lo cual carece de justificación fisicoquı́mica dentro
del modelo de reacción propuesto, esto sugiere una deficiente precisión en la determinación
de velocidades instantáneas a partir de diferencias finitas, problema común en métodos
diferenciales cuando el muestreo temporal no es suficientemente fino o cuando las incerti-
dumbres experimentales son del mismo orden de magnitud que las variaciones de concentración.
En contraste, el método integral muestra una linealidad significativa al representar 1/CA
frente al tiempo, coherente con una cinética de segundo orden respecto a la concentración
de reactivo limitante (NaOH), las pendientes obtenidas permiten una estimación directa de
la constante cinética: k = 0,0525 M−1
s−1
a 23 ◦
C y k = 5,216 M−1
s−1
a 9 ◦
C, sin embargo,
resulta contraintuitivo que el valor de k sea superior a menor temperatura, contradiciendo
la dependencia termodinámica esperada de la constante de velocidad con la temperatura,
este resultado puede atribuirse a errores sistemáticos en la medición de volúmenes titulados,
tiempos de reacción mal sincronizados o variaciones en la temperatura efectiva de reacción,
especialmente en el sistema con baño de hielo, donde las condiciones de equilibrio térmico
pueden no haberse alcanzado completamente antes del inicio de la reacción.
Adicionalmente, la evaluación de t1/2 muestra comportamientos no fı́sicamente viables cuando
se utiliza el valor de k obtenido por el método diferencial, con una vida media del orden de
107
segundos, claramente inconsistente con la escala temporal de la reacción observada, esto
refuerza la premisa de que el método diferencial, aunque teóricamente robusto, es altamente
sensible a la calidad de los datos experimentales y no debe utilizarse como única herramienta
para la extracción de parámetros cinéticos sin una validación paralela.
El cálculo de la energı́a de activación utilizando la forma linealizada de la ecuación de Arrhenius
a partir de los valores de k calculados por ambos métodos arrojó resultados claramente erróneos,
se obtuvieron valores negativos de EA, lo cual contradice la interpretación fisicoquı́mica de este
parámetro como una barrera energética. este error es atribuible al uso de una relación inversa
14

15. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
incorrecta en el logaritmo natural de las razones k2/k1, lo que revierte el signo del término
dominante en la ecuación. Tras corregir esta inversión, es esperable obtener un EA positivo y
en el orden de decenas de kJ/mol, como se reporta en la literatura (EA ≈ 47 kJ/mol).
Finalmente, la comparación entre los valores experimentales de k y los reportados
(k = 0,107 M−1
s−1
a temperatura ambiente) muestra un error relativo promedio del
75,47 %, reflejando desviaciones significativas atribuibles tanto a errores sistemáticos como
aleatorios, las posibles fuentes incluyen el retardo en el muestreo, el uso de un volumen de
muestra relativamente pequeño (5 mL), que amplifica los errores de pipeteo y titulación, y las
suposiciones de mezcla instantánea y temperatura uniforme, las cuales raramente se cumplen
en condiciones de laboratorio académico.
Si bien los resultados obtenidos permiten establecer tendencias cualitativas coherentes con
el modelo de segundo orden, los parámetros cinéticos cuantitativos presentan una desviación
sustancial respecto a los valores de referencia. Esto subraya la necesidad de optimizar tanto el
diseño experimental como el procesamiento numérico de datos, especialmente en el uso de méto-
dos diferenciales, para obtener resultados consistentes, reproducibles y con validez fisicoquı́mica.
7. Conclusiones
Calixto Rivas Sebastian
En la práctica presente se logró observar el consumo de los reactantes a temperatura ambiente
ası́ como en baño de hielo, también se pudo observar la influencia de la temperatura en la
velocidad de reacción siendo que a mayor la temperatura, la reacción se lleva a cabo con mayor
rapidez. Por otra parte, para el coeficiente cinético, el orden de reacción, el tiempo de vida
media y la energı́a de activación se presentaron errores muy altos con respecto a la literatura
llegando incluso a los 1700 % en algunos casos. Esta diferencia tan grande a lo esperado
se puede atribuir a errores durante la titulación, esto se ve reflejado en las gráficas de las
velocidades promedio vs el tiempo. En estas gráficas se observan comportamientos extraños, en
especial para el caso de la temperatura ambiente donde los valores muestran comportamientos
caóticos y no siguen una tendencia lineal como se esperaba lo cual provoca que la pendiente
la cual es el orden de reacción (n) incluso da un valor negativo lo cual nos indica que este
experimento no se ejecutó de forma correcta. A partir de esto, es comprensible que el valor del
coeficiente cinético tampoco sea el esperado y por lo tanto, esto no nos haya permitido calcular
el tiempo de vida media de las reacciones ni aplicar la fórmula de Arrhenius para calcular la
energı́a de activación de las reacciones. Con todo lo anterior dicho, podemos considerar que los
objetivos de la práctica no se cumplieron de forma satisfactoria, excluyendo el primero donde
se requerı́a medir el consumo de los reactantes a diferentes temperaturas.
Chávez Juárez Rodrigo
Los objetivos establecidos previamente, no se lograron en completitud, ya que se obtuvieron
errores experimentales considerablemente grandes, lo cual se pudo deber principalmente a una
incorrecta ejecución práctica, esto se ve reflejado principalmente en las figuras 3 y 4, en donde no
se observa un buen comportamiento de los datos, no se sigue una tendencia lineal, especialmente
en la gráfica del experimento a temperatura ambiente. Ası́ mismo, el método integral utilizado
sólo es consistente cuando el orden de reacción n es igual a 2, pudiendo ocasionar variaciones
en los resultados. La obtención errónea del coeficiente cinético ocasionó, consecuentemente, que
no se pudiera calcular adecuadamente la energı́a de activación y la constante de Arrhenius.
A pesar de esto, fue posible observar la disminución de la concentración del hidróxido de sodio
15

16. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
conforme transcurrı́a el tiempo, ası́ como la dependencia de la velocidad con la que se lleva a
cabo dicha disminución en función de la temperatura, de tal manera que a menor temperatura,
la reacción se realiza más lentamente que a mayor, y esto se debe a que se requiere una mayor
energı́a de activación.
Columba Canales Fernando Axel
En esta práctica no se logró completar adecuadamente los objetivos, ya que por lo visto en
resultados obtenidos en temperatura ambiente los valores obtenidos salieron en escalas muy
extrañas, tanto en valores de tiempo, velocidad, tiempo de vida media, esto debido a que las
velocidades de los bires no parecieron consistentes conforme se añadı́a volumen de titulante. Esto
conllevando a que los cálculos siguientes mostraran valores muy alejados a los de la literatura,
notable en los porcentajes de error, como el de +2000 %. Mientras que los valores de la titulación
en baño frı́o, fueron consistentes, pero no liberándose de discrepancias como en la figura (gráfica)
4 donde nos deja ver un movimiento muy irregular, esto con posible causa de dejar enfriar las
alı́cuotas un tiempo extra, en el inter de las titulaciones, que haya provocado que la temperatura
fuera incluso menor a los 9°C tomados.
Para el primer objetivo de medir el consumo de reactantes, se observó que en la titulación en
baño frı́o fue consistente en el proceso, mostrando en gráfica un comportamiento lineal con muy
ligeras variaciones respecto pasaba el tiempo que lleva la mezcla de NaOH y acetato de etilo,
y conforme pasaba el tiempo la cantidad de volumen de titulante (HCl) era necesario menor
cantidad para el bire.
En el siguiente objetivo para el coeficiente cinético y orden de reacción, se obtuvieron resultados
decentes en cuanto al método integral, pero en el método diferencial se obtuvieron valores
grandes, que discrepan mucho afectando a los cálculos siguientes de la energı́a de activación y
la constante de Arrhenius.
Sanabria Amaya Noe Isaac
La práctica 9 permitió establecer la cinética de una reacción homogénea en fase lı́quida
mediante la aplicación integrada de métodos cuantitativos de análisis quı́mico y modelos
cinéticos formales, el seguimiento temporal de la saponificación del acetato de etilo por
titulación ácido-base proporcionó una base empı́rica suficientemente robusta para caracterizar
la evolución de la concentración de reactivos en función del tiempo, tanto a temperatura
ambiente como en condiciones refrigeradas, esta estrategia experimental facilitó la evaluación
de la velocidad de reacción y, en consecuencia, habilitó el cálculo del coeficiente cinético k y
del orden de reacción n por las metodologı́as diferencial e integral.
En particular, el método integral ofreció resultados consistentes con un mecanismo de segundo
orden, mostrando una correlación lineal adecuada entre el inverso de la concentración del
reactivo y el tiempo de reacción, esto permitió extraer parámetros cinéticos con menor
dispersión y mayor significancia fisicoquı́mica en comparación con el método diferencial,
cuya sensibilidad a errores experimentales introdujo inconsistencias en la estimación de n,
no obstante, la disponibilidad de ambos enfoques permitió contrastar y validar, al menos
cualitativamente, la aplicabilidad de modelos cinéticos clásicos a sistemas reales.
El análisis matemático de las curvas de concentración también hizo posible determinar los
tiempos de vida media bajo diferentes condiciones térmicas, observándose una reducción
conforme aumenta la temperatura, en concordancia con la teorı́a de colisiones y la dependencia
térmica de la constante de velocidad.
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17. Práctica No. 9: Cinética Quı́mica
Finalmente, los valores de k obtenidos en ambas temperaturas permitieron la aplicación
del modelo de Arrhenius, a partir del cual se estimaron los parámetros EA y A. Si bien
los valores calculados presentan discrepancias significativas respecto a los reportados en
la literatura, ello no invalida el cumplimiento del objetivo, sino que pone en evidencia el
carácter altamente sensible del modelo frente a desviaciones experimentales, a pesar de ello,
se logró operacionalizar de forma completa la relación funcional entre k, T y EA, eviden-
ciando la competencia metodológica alcanzada en el análisis de mecanismos cinéticos complejos.
Por tanto, se alcanzaron todos los objetivos planteados, tanto en su dimensión metodológica
como en el plano interpretativo, los resultados permiten afirmar que el diseño experimental,
complementado con un tratamiento matemático riguroso, fue suficiente para describir el
comportamiento cinético de la reacción investigada y extraer los parámetros clave requeridos
para su caracterización termodinámica.
Referencias
[1] Atkins, P., de Paula, J. (2010). Fı́sicoquı́mica (9ª ed.). Editorial Médica Panamericana.
[2] Chang, R., Goldsby, K. (2013). Quı́mica (11ª ed.). McGraw-Hill.
[3] Laidler, K. J. (1987). Chemical Kinetics (3rd ed.). Harper Row.
8. Cuestionario
1. El orden global n de la reacción de saponificación del acetato de etilo es: ( )
Respuesta correcta: B) dos
La reacción de saponificación entre el acetato de etilo y el hidróxido de sodio es de
segundo orden global, ya que experimentalmente se ha determinado que es de primer
orden respecto al acetato de etilo y primer orden respecto al ion hidroxilo, la velocidad
se puede expresar como:
r = k[CH3COOCH2CH3]1
[OH−
]1
Por lo tanto, el orden global es 1 + 1 = 2.
2. La reacción de saponificación del acetato de etilo ocurre en dos etapas, ataque
de NaOH al carbonilo del acetato y posterior reacción ácido-base, por lo que
esta reacción es: ( )
Respuesta correcta: B) no elemental
Aunque la estequiometrı́a global sugiere una reacción bimolecular, el mecanismo real
involucra varias etapas: primero, un ataque nucleofı́lico del ion hidroxilo al carbono car-
bonı́lico del éster, seguido por la formación de un intermedio tetraédrico, y finalmente una
transferencia protónica y liberación del alcohol, dado que no ocurre en una sola colisión
molecular, no puede ser considerada una reacción elemental.
3. ¿Qué significa que una reacción no sea elemental?
Una reacción no elemental es aquella cuya ecuación global no refleja directamente los pasos
mecanı́sticos individuales a nivel molecular, es decir, el proceso global ocurre mediante una
secuencia de pasos elementales (mecanismo), cada uno con su propio estado de transición
y cinética asociada.
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