Hidrólisis Del Acetato De Etilo

UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE QUERÉTARO

FACULTAD DE QUÍMICA

Laboratorio de cinética

CLAVE

546

Pre-requisito

535 y 536

Nombre de la práctica:

HIDRÓLISIS DEL ACETATO DE ETILO

Práctica

9

Numero de páginas: 11

Realizó:

Salvador Alejandro ventura salcedo Observaciones:

Fecha: 17/05/2012

INTRODUCCIÓN:

La hidrólisis del acetato de metilo presenta varios aspectos interesantes. La reacción que es extremadamente lenta en agua pura, es catalizada por el ion hidrógeno:

La reacción es reversible, por lo que la velocidad neta de hidrólisis en cualquier momento viene a ser la diferencia entre las velocidades de las reacciones directa e inversa, cada una de las cuales sigue la ley sencilla de velocidad. Por tanto,

Donde k1, es la constante de velocidad para la reacción directa y k2para la inversa. Para soluciones diluidas, el agua está presente en un exceso tan grande, que su concentración experimenta un cambio proporcionalmente insignificante, en tanto que la del acetato de metilo cambia considerablemente. Para este caso, la ecuación (1) puede escribirse,

En las primeras etapas de la hidrólisis, las concentraciones del ácido acético y del metanol permanecen lo suficientemente pequeñas como para que el término que las involucra sea insignificante y la reacción aparente sea de primer orden,

Entonces puede determinarse el valor de k’1por uno de los métodos convencionales para las reacciones de primer orden. La evaluación de k’1a distintas temperaturas permite calcular la energía de activación de Arrhenius, Ea, para la reacción directa, mediante la ecuación de Arrhenius:

Donde:

K: constante de la velocidad de reacción

T: temperatura

A: factor pre exponencial

Ea: energía de activación

R: constante de los gases

Tomando logaritmos neperianos en ambos miembros de la ecuación de Arrhenius, obtenemos:

Al obtener la forma integrada se supone que Eaes una constante. La energía de activación se interpreta como la cantidad de energía que las moléculas deben tener para que sean capaces de reaccionar. A es el denominado factor preexponencial.

Es posible hacer un cálculo más exacto sobre la influencia de la temperatura, basándose para ello en la ecuación de Eyring,

Donde:

N0: número de Avogadro

R: constante de gases

T: temperatura

h: constante de Planck

ΔH: entalpía

ΔS: entropía

P: probabilidad de un complejo (1/2)

ΔS≠ y ΔH≠, son las variaciones de entropía y entalpía estándares en la formación del complejo activado a partir de los reactivos:

YP, es una constante del orden de 1/2, definida como la probabilidad de que un complejo activado se descomponga para formar la especie producto (en lugar de regenerar la especie reactiva). Así puede determinarse ΔH≠, partiendo de las mediciones de k a dos temperaturas distintas, bajo la suposición de que ΔS≠ y ΔH≠ son independientes de la temperatura.

Tomando logaritmos neperianos en la ecuación de Eyring obtenemos una expresión de una línea recta de cuya pendiente podemos obtener el valor de ΔH≠ y de la ordenada en el origen el valor de ΔS≠:

Aunque no es posible determinar ΔS≠ a partir de estos datos, por no conocer el valor de P, en ocasiones es posible obtener alguna información acerca de la magnitud ΔS≠ adivinando el posible valor de P. En la mayoría de los casos es una suposición razonable darle un valor entre 1/2 y 1, pero bajo ciertas circunstancias P, puede ser muy pequeño. Nosotros le vamos a dar un valor a P=1/2, así podremos estimar ΔS≠ y ΔH≠.

OBJETIVOS:

Determinar la constante de velocidad de la reacción de hidrolisis del acetato de metilo a dos temperaturas diferentes.

Obtener la energía de activación de la reacción.

Determinar la entalpía y la entropía del complejo activado en una reacción de primer orden.

METODOLOGÍA:

III.1 Material y equipo: III.2 Reactivos y soluciones:

-10 Matraces Erlenmeyer de 125 ml - 12 mLAcetato de metilo

- 2 Probetas de 50 mL -1 L NaOH 0.5N

- 2 Pipeta volumétricas de 50 mL - 1 L HCl 1N

- 2 Tubos de ensaye de 15 mL - Biftalato potásico

- 2 Vasos de precipitados de 250 mL - Fenolftaleína

-1 Vaso de precipitados de 4 L

- 1 Termómetro de 0 a 100° C

- 2 Soportes universales

- 1 Bureta de 50 mL

- 1 Pinzas para bureta

III.3 Requerimientos de seguridad:

Guantes de látex

Bata blanca de algodón y manga larga

Zapatos cerrados y de piel

Lentes de seguridad

III.4 Disposición de residuos:

La solución resultante de la titulación con hidróxido de sodio, se neutraliza con ácido clorhídrico y se desecha en el drenaje. La solución restante de la mezcla de reacción se desecha en ácidos.

Procedimiento:

Antes de empezar a desarrollar a practica, se repartieron las diferentes actividades entre los cinco equipos, las cuales eran: valorar las soluciones de NaOH 0.5N y HCl 1N, hacer el experimento de temperatura ambiente con su duplicado y hacerlo a temperatura por arriba de la ambiente (35°C) con su duplicado.

La disolución de NaOH 0.5N se valoró con un determinado nº de equivalentes de Biftalato potásico, utilizando fenolftaleína como indicador. Una vez conocida la normalidad real de la NaOH, se empleó ésta para valorar el HCl 1N, utilizando fenolftaleína como indicador. Las valoraciones se hicieron por duplicado.

Para el experimento a temperatura ambiente, se tomaron 12 ml de acetato de metilo y en dos matraces Erlenmeyer se colocaron 100 mL de HCl cada uno, verificando que cada uno de los reactivos se encontraran a las misma temperatura (temperatura ambiente).

Se agregó NaOH 0.5 M a la bureta.

Se transfirieron exactamente 5 mL de acetato de metilo a uno de los dos matraces con una pipeta volumétrica seca y limpia, iniciando el cronómetro cuando se había vaciado la mitad de

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