TRABAJO PRÁCTICO Nº1:

CINÉTICA DE LA SAPONIFICACIÓN

DEL ACETATO DE ETILO

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QUÍMICA FÍSICA- 63.16

PRIMER CUATRIMESTRE 2012

OBJETIVOS

Verificar que la saponificación del acetato de etilo por hidróxido de sodio es una reacción

de orden uno respecto de cada reactivo;

Determinar la constante de velocidad de dicha reacción;

Analizar las posibles causas de error y el modo de minimizarlo.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA

Si en la solución ocurre una reacción que involucra iones, las concentraciones de éstos varían con el tiempo y, por lo tanto, también variará la conductividad κde la solución.

La hidrólisis alcalina con NaOH de un éster, en este caso, acetato de etilo, puede representarse según la siguiente reacción:

C H 3COOC2H 5+OH−¿→C2 H 5OH+CH 3COO

−¿¿ ¿

En la reacción anterior, puede verse que la especie iónica OH−¿¿ es consumida al tiempo que el ión C H 3COO

−¿ ¿ es producido. Como a una cierta temperatura, la conductancia del ión OH−¿¿ es mayor que la del ión C H 3COO

−¿ ¿, la conductancia de la solución disminuirá a medida que avance la reacción.

Podemos concluir entonces que la conductancia es una medida del avance de la reacción y, por lo tanto, como veremos a continuación, puede vincularse con su cinética.

Si la reacción es de orden uno respecto a cada reactivo (orden global 2), podemos escribir

−d [C H 3COOC2H 5 ]dt

=k [C H 3COOC2H 5 ] ¿

Definiendo [C H 3COOC2H 5 ]=C Ay ¿, y considerando que a un tiempo t se consumen C x moles de C H 3COOC2H 5 y OH−¿¿, tenemos que

C A=C A, 0−x

CB=C B,0−x

Siendo C A0 yCB0las concentraciones iniciales de C H 3COOC2H 5 yOH−¿¿, respectivamente.

Si además C A0=CB 0=C0, (2) y (3) resultan

C A=CB=C0−x

2

(1)

(2)

(3)

(4)

Por lo tanto, puede reemplazarse (4) en (1) e integrarse la ecuación cinética,

−d (C0−C x )dt

=k (C0−C x )2

dC x

dt=k (C0−C x)

2

d C x

(C0−C x )2=kdt

∫0

Cx d C x

(C0−C x )2=k∫

0

t

dt

Se obtiene:1

(C0−C x )− 1C0

=kt

C xC0−C x

=C0 kt

Por otro lado, en soluciones suficientemente diluidas, se pueden considerar aproximadamente constantes las conductividades iónicas de los iones (e iguales a λ i

∞) y, entonces, la variación de la conductanciase debe solo a las variaciones de las concentraciones de los iones. Bajo esta suposición, puede probarse que, siendoκ0 , la conductancia inicial de la solución,κ t la conductividad de la solución a tiempo t , y κ∞ la conductividad de la misma cuando ha reaccionado todo el reactivo posible,

κ0−κ tκ t−κ∞

=C x

C0−C x

Igualando (5) y (6), llegamos finalmente a:

La ecuación (7) muestra lo que adelantamos al principio: la conductancia de una solución puede utilizarse para estudiar su cinética.

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κ0−κ tκ t−κ∞

=C0 kt

(5)

(6)

(7)

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PROCEDIMIENTO

1. Desarrollo dela reacción. Medición de la conductancia en función del tiempo.

Se miden con pipeta aforada 50,00 mL de solución 0,02 M de acetato de etilo y se lo coloca en un erlenmeyer.

Se miden con pipeta aforada 50,00 mL de solución 0,02M de hidróxido de sodio. Una vez agregados 25mL aproximadamente al erlenmeyer anterior, se pone en marcha el cronómetro.

Se agita suavemente el Erlenmeyer durante 30 segundos.

Luego se enjuaga un vaso de precipitados de 250 mL con un pequeño volumen de la solución preparada que posteriormente será desechado.

Se agrega en dicho vaso de precipitado la solución restante y se coloca en el mismo la celda conductimétrica (previamente enjuagada con agua destilada).

Se mide la conductancia de la solución cada 2 minutos durante media hora.

Una vez realizadas las mediciones se conserva el vaso de precipitado con su contenido y se mide nuevamente la conductancia a la semana siguiente ( κ∞)

2. Medición de la conductancia inicial.

Se prepara en un vaso de precipitado una solución con 50,00 mL de solución 0,02 M de hidróxido de sodio y 50,00 mL de agua destilada (ambos medidos con pipeta aforada).(1)

Se coloca la celda conductimétrica en el vaso de precipitado y se mide la conductancia ( κ0)

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❑(1)Aclaramos que todos los grupos utilizamos la misma solución para la medición de la conductancia inicial.

RESULTADOS OBTENIDOS

Siguiendo los pasos del procedimiento detallado en la sección anterior, se midió la conductancia de la solución a distintos tiempos.

En la tabla 1 pueden observarse los valores obtenidos:

t (min) κ (mS)κ0−κ tκ t−κ∞

0 2,03 ---

2 1,61 0,51

4 1,57 0,59

6 1,52 0,70

8 1,48 0,80

10 1,43 0,94

12 1,39 1,07

14 1,35 1,21

16 1,32 1,34

18 1,29 1,48

20 1,28 1,53

22 1,25 1,70

24 1,22 1,88

26 1,21 1,95

28 1,17 2,26

∞ 0,79 ---Tabla 1

TRATAMIENTO DE DATOS. OBTENCIÓN DE LA CONSTANTE

Para tratar los datos obtenidos, notemos antes una cosa importante. Las concentraciones de las soluciones utilizadas de NaOH y Acetato de etilo eran diluidas e iguales (0,02M) y al utilizar iguales volúmenes de ambas (50,00mL), las concentraciones iniciales de NaOh y de Acetato de etilo serán ambas 0,01M. De esta forma estamos bajo las condiciones de aplicación de la ecuación (7):

κ0−κ tκ t−κ∞

=C0 kt

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Por lo tanto, si utilizamos los datos de la tabla 1 para realizar una gráfica κ0−κ tκ t−κ∞

vs t , teóricamente

deberíamos obtener una línea recta cuya pendiente es C0 k.El gráfico 1, muestra los valores experimentales obtenidos junto con la recta que mejor ajusta esos puntos.

0 5 10 15 20 25 300

0.5

1

1.5

2

2.5

f(x) = 0.064877030108371 x + 0.309792370987266R² = 0.990621834424392

Como el conjunto de puntos medidos es aproximadamente lineal, podemos decir que cumple la ecuación (7) , que como puede verse en la introducción teórica, se basa en la ecuación (1) y por lo tanto se verifica que la reacción es de orden uno respecto a cada reactivo .

Para obtener la constante cinética observamos la pendiente del gráfico m y la ecuación (7). De esto, llegamos a que m=C0 k , y por ende

7

κ0−κ tκ t−κ∞

t (min)

Valores Medidos

Línea de Ajuste

Gráfico 1

k= mC0

=0,0661min−1

0,01M= 0,06610,01Mmin

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k=6,61 1Mmin

ANÁLISIS DE RESULTADOS Y POSIBLES CAUSAS DE ERROR. CONCLUSIONES.

Los datos obtenidos experimentalmente se corresponden con la teoría ya que el gráfico de κ0−κ tκ t−κ∞ en función del tiempo se ajusta a una recta con suficiente precisión. Si bien la teoría predice que dicha recta debe pasar por el origen de coordenadas, es muy difícil que eso ocurra en la práctica debido a la presencia de errores.

Igualmente podemos afirmar que se verificó que la reacción de saponificación del acetato de etilo por hidróxido de sodio es una reacción de orden uno respecto de cada reactivo.

Las posibles causas de error presentes en este trabajo son:

Tomar como tiempo cero el instante en el cual se llevaban agregados aproximadamente 25ml de solución de hidróxido de sodio: en forma ideal, el agregado y mezclado del reactivo deberían realizarse instantáneamente, para que la reacción tenga inicio a tiempo cero.

No utilizar las pipetas aforadas correctamente para tomar los reactivos, debido a un ojo inexperto.

No agitar suficientemente la solución durante las mediciones para una correcta homogeneización.

Las concentraciones de los reactivos utilizados podrían no ser exactamente las indicadas por las etiquetas, debiendo utilizar un factor de corrección.

Lavar incorrectamente los materiales a utilizar.

Para medir la conductividad a tiempo cero, todos los grupos utilizamos la misma solución pero distintas celdas conductimétricas, provocando una posible contaminación de la solución.

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