BENEMERITA UNIVERSIDAD AUTONOMA DE PUEBLAINGENIERIA QUÍMICA LABORATORIO DE INGENIERIA III PRACTICA 1 CINÉTICA DE SAPONIFICACIÓN EN ACETATO DE ETILO. Profesora: Maribel López Badillo Alumnos: Juan Manuel García Ayala Armando Ramos Juárez Mitzi Delil Ortiz Ramírez Josefina Lozada Sanchez Carlos Humberto Arcos Ruiz Angélica María Barrientos Valeriano Emmanuel Morales Rojas Puebla, Puebla, 20 de febrero del 2018 INTRODUCCIÓN La saponificación es un proceso conocido ya desde la antigua babilonia, en los rollos de arcilla que datan de alrededor de 2800 a.c. Cuyas descripciones describen el proceso de la grasa hervida con cenizas, método ancestral de fabricación de jabón. Con el paso de los años se convirtió en un artículo necesario para la higiene personal por lo tanto muy necesario en la vida diaria de los seres humanos. Este producto se lleva a cabo con un proceso previo llamado saponificación, el cual consiste en la reacción de una solución alcalina (hecha a partir de mezclar agua y un álcali, como sosa) con ácidos grasos (sebo y aceites), obteniendo jabón y glicerina. Este proceso químico también es utilizado como parámetro de medición de la composición y calidad de los ácidos grasos presentes en ácidos y grasas de origen animal o vegetal, denominándose este proceso como índice de saponificación. Por otra parte la saponificación también se conoce por la hidrolisis básica de los esteres (descompuestos por agua). La velocidad de reacción de la hidrolisis de los esteres se ve incrementada por la presencia de ácidos como de bases, se debe tener en cuenta también que los ácidos solo actúan como catalizador, mientras que la base es un reactivo (se consume una mol de base por cada mol de éster hidrolizado). Este proceso es reversible porque es catalizada por ácidos, en cambio la hidrolisis catalizada por bases es esencialmente irreversible porque la formación del anión carboxílico se ve favorecida energéticamente. En medio básico la reacción que se lleva a cabo para la reacción del acetato de etilo, es la siguiente. El mecanismo generalmente aceptado para esta reacción es el que involucra la formación de un complejo activo. Una posible expresión para la velocidad de reacción es: Ya que el mecanismo sugiere que el paso que determina la velocidad de reacción involucra un ion hidroxilo y una molécula de éster. OBJETIVOS Seguir el avance de la reacción por titulación química Determinar el orden de reacción y la constante de velocidad de reacción de la saponificación del acetato de etilo. Determinar los parámetros de la ecuación que rige la dependencia de la constante de la velocidad de reacción con respecto a la temperatura. MARCO TEORICO PROPIEDADES FÍSICAS Y QUÍMICAS DEL ACETATO DE ETILO Fórmula: CH3COOCH2CH3 Apariencia y color: Es un líquido incoloro, con olor a frutas, menos denso que el agua y ligeramente miscible con ella. Sus vapores son más densos que el aire. Sinónimos: Ester etílico del ácido acético, éter acético, etanoato de etilo, acetoxietano, éster etil acético. Peso molecular: 88.1 Punto de ebullición: 77 °C Peso específico (agua=1): 0.90220/4 Peso específico (aire=1): 3 Punto de fusión: -83 °C Límites de explosividad (% vol. en aire): 2.5 - 11.5 1. SAPONIFICACIÓN Y SUS PRINCIPALES CARACTERÍSTICAS La saponificación es la hidrólisis con catálisis básica de grasas y aceites para producir jabón. Los aceites vegetales y las grasas animales son triglicéridos (esteres de glicerina con ácidos grasos), y al ser tratados con una base fuerte como (NaOH) o (KOH) se saponifican, es decir se produce el jabón (sal del ácido graso) y la glicerina (glicerol). La reacción química que se efectúa en la fabricación de jabón se puede representar en forma general como sigue: La saponificación consta de dos etapas, la descomposición de los ingredientes en sus partes útiles y la reacción de estas para producir el jabón. Las grasas y los aceites se componen de triglicéridos, pero no se puede hacer jabón a partir de ellos; es necesario que se descomponga en ácidos grasos y glicerol. Los ácidos grasos son un elemento primordial en el proceso de elaboración de jabón, en cambio el glicerol aunque es útil no es fundamental. La desintegración de un triglicérido en sus componentes se denomina hidrólisis. En contacto con el agua todo los esteres, incluidos los glicéridos se descomponen en sus componentes, glicerina y un ácido graso. 2. Equilibrio químico Es la denominación que se hace a cualquier reacción reversible cuando se observa que las cantidades relativas de dos o más sustancias permanecen constantes, es decir, el equilibrio químico se da cuando la concentración de las especies participantes no cambia, de igual manera, en estado de equilibrio no se observan cambios físicos a medida que transcurre el tiempo; siempre es necesario que exista una reacción química para que exista un equilibrio químico, sin reacción no sería posible. 3. La Constante De Equilibrio Las reacciones químicas que transcurren en un recipiente cerrado pueden alcanzar un estado de equilibrio que se caracteriza porque las concentraciones de los reactivos y de los productos permanecen inalteradas a lo largo del tiempo. Es decir, bajo determinadas condiciones de presión y temperatura la reacción no progresa más y se dice que ha alcanzado el estado de equilibrio. La constante de equilibrio (K) se expresa como la relación entre las concentraciones molares (mol/l) de reactivos y productos. Su valor en una reacción química depende de la temperatura, por lo que ésta siempre debe especificarse. La expresión de una reacción genérica es: En el numerador se escribe el producto de las concentraciones de los productos y en el denominador el de los reactivos. Cada término de la ecuación se eleva a una potencia cuyo valor es el del coeficiente estequiométrico en la ecuación ajustada. 4. Relación entre constante de equilibrio y temperatura Cuando en un sistema en equilibrio se modifica la temperatura, deja de estar en equilibrio porque se modifica el valor de la constante de equilibrio. Así, a una temperatura T1 la constante vale K1, y a una temperatura T2, la constante vale K2. La relación entre estas magnitudes viene dada en la denominada ecuación de Van’t Hoff: Donde: ΔHo: entalpía estándar de la reacción R: constante de los gases ideales K1: constante de equilibrio a la temperatura T1 K2: constante de equilibrio a la temperatura T2 La ecuación de Van’t Hoff nos permite estudiar de forma cualitativa cómo se desplaza el equilibrio químico con la temperatura en función de que tengamos una reacción endotérmica o exotérmica: Si una reacción es endotérmica, ΔH > 0, al aumentar la temperatura aumenta la constante de equilibrio y el equilibrio se desplaza hacia la derecha (hacia la formación de productos, aumentando el numerador). En cambio, si la temperatura baja, también baja la constante de equilibrio y la reacción se desplaza hacia la izquierda. Si una reacción es exotérmica, ΔH < 0, al aumentar la temperatura disminuye la constante de equilibrio y la reacción se desplaza hacia la izquierda, mientras que, si la temperatura disminuye, aumenta la constante de equilibrio y el equilibrio se desplaza hacia la derecha. En resumen: 5. Aplicaciones de la contante de equilibrio Interpretación cualitativa de la reacción, mediante la observación de la magnitud de la constante se puede determinar la dirección que se favorece en la reacción bajo determinadas condiciones termoquímicas. Calculo de las concentraciones de las sustancias en la mezcla de reacción en el estado de equilibrio, la aplicación de esta pregunta es estequiometria y fundamentalmente industrial, permite calcular cuánto producto se genera a partir de reactivos, algo necesario para calcular costos de producción. Manipulación de las condiciones, saber cómo cambia la constante en términos de las condiciones termoquímicas permite a un ingeniero en planta de producción optimizar la constante a un punto en que se logre la mayor producción con un mínimo/nulo desperdicio de reactivos. 6. Grado de reacción La expresión de la ley de acción de masas aplicada a una reacción que no ha alcanzado aún el equilibrio se denomina cociente de reacción, Qc, y nos permite determinar hacia dónde se desplazará la reacción para alcanzar el equilibrio. Para la siguiente reacción: aA + bB ⇔ cC + dD Donde las concentraciones no son las del equilibrio, sino otras concentraciones dadas, generalmente las iniciales, que en la fórmula hemos indicado con el subíndice i. Así, comparar Qc con Kc en un momento dado nos permite averiguar el estado y evolución del sistema: Si el cociente de reacción es igual a la constante de equilibrio, Qc = Kc, el sistema ya ha alcanzado el equilibrio químico y permanecerá así si no variamos las condiciones, como por ejemplo la temperatura. Si el cociente de reacción es menor que la constante de equilibrio, Qc < Kc, el sistema evolucionará hacia la derecha (predomina la reacción directa) para aumentar la concentración de productos. Si el cociente de reacción es mayor que la constante de equilibrio, Qc > Kc, el sistema evolucionará hacia la izquierda (predomina la reacción inversa) para aumentar la concentración de reactivos. 7. Energía de activación La Energía de Activación (Ea) es la energía mínima necesaria para iniciar una reacción química. Las sustancias precisan una cierta energía de activación puesto que tienen que vencer primero las fuerzas de repulsión, vibración, traslación, etc. que existen entre los átomos de las moléculas que van a recaccionar. 8. Ecuación de Arrhenius La ecuación de Arrhenius, es en concreto es la expresión matemática empleada con el fin de confirmar la dependencia de la constante de velocidad de una reacción (K) con respecto a la temperatura a la cual se desarrolla dicha reacción química. Visto también la forma logarítmica En La Ecuación Arrhenius tenemos que: K es la constante de velocidad, Ea es la energía de activación, R es la constante de los gases ideales (8.314 J/mol·K) (Ojo, K, es la temperatura expresada en grados Kelvin, (°C) = T (°K) – 273,15) T, la temperatura A, es un factor de frecuencia, es una constante con las mismas unidades de k. Está relacionado a la frecuencia de las colisiones y con la probabilidad de que los choques sean efectivos. MATERIALES Y EQUIPO Reactivos: g−mol 250 ml. de solución de NaOH 0.02 . L g−mol 250 ml. se solución de acetato de etilo 0.02 . L g−mol 200 ml. de solución valorada de HCl, 0.01 . L Solución alcohólica de fenolftaleína. Glicerina Hielo Material: 1 vaso Deward de 750 ml. 1 termómetro. 1 pipeta volumétrica de 10 ml. 1 parrilla con agitación 1 baño 1 bureta (50 ml). 1 cronómetro. 3 matraces Erlenmeyer de 125 ml. 2 matraces aforados de 250 ml. PROCEDIMIENTO: 1) Realizar los cálculos estequiométricos y preparar las soluciones requeridas. 2) Montar el equipo en la forma indicada (Figura 1). 3) Los matraces de cada reactivo se colocarán en el bajo del recirculador y esperar a que alcancen la temperatura de trabajo; cuando esto suceda, mezclar ambas soluciones en el vaso Deward, asegurando un buen control de la temperatura y una buena agitación. 4) El tiempo se empieza a contar en el momento de realizar el mezclado. 5) Cada cinco minutos, extraer una muestra de la mezcla reaccionante (10 ml.), con la pipeta volumétrica, y diluirla en 20 ml. de agua enfriada con hielo (para inhibir la reacción), anotando el tiempo cuando se ha depositado la mitad de la muestra. 6) Inmediatamente titular la muestra con la solución valorada de HCl, usando fenolftaleína como indicador, y anotar el volumen consumido en la titulación. 7) Repetir la operación cuando menos diez veces. 8) Repita todo el procedimiento anterior a una temperatura diferente. RESULTADOS a) Determine la concentración del hidróxido de sodio a partir de los volúmenes de titulación para cada intervalo de tiempo. La práctica se realizó dos veces, la primera a una temperatura de 50°C, posteriormente a una temperatura de 25°C, para las cuales se obtuvieron los siguientes resultados. T=25°C T=50°C t V1[mL] T V1[mL] 5 25 5 17.5 10 22.8 10 15.6 15 20.8 15 15.1 20 20 20 15 25 19 25 15 30 18.6 30 15 35 18.5 40 18.2 45 18.2 Para obtener la concentración de NaOH se utilizó la siguiente formula, de donde se despejo la C2: concentración de NaOH. 𝐶1 𝑉1 = 𝐶2 𝑉2 En donde: C1: Concentración de HCl [mol/L]. V1: Volumen de HCl [mL] (volumen que se requirió para la titulación) C2: Concentración de NaOH [mol/L]. V2: Volumen de NaOH [mL] Podemos de una vez calcular el inverso de esta y el logaritmo del cociente de las concentraciones (los utilizaremos más adelante). Realizando los cálculos pertinentes obtenemos los siguientes datos reportados en las tablas de abajo para cada temperatura. T=50°C t(min) V1 (ml) C1 (Mol/L) V2 (ml) C2 (Mol/L) 1/C2 (L/Mol) ln(C1/C2) 5 17.5 0.01 20 0.00875 114.2857143 0.13353139 10 15.6 0.01 20 0.0078 128.2051282 0.24846136 15 15.1 0.01 20 0.00755 132.4503311 0.28103753 20 15 0.01 20 0.0075 133.3333333 0.28768207 25 15 0.01 20 0.0075 133.3333333 0.28768207 30 15 0.01 20 0.0075 133.3333333 0.28768207 T=25°C t(min) V1 (ml) C1 (Mol/L) V2 (ml) C2 (Mol/L) 1/C2 (L/Mol) ln(C1/C2) 5 25 0.01 20 0.0125 80 -0.22314355 10 22.8 0.01 20 0.0114 87.71929825 -0.13102826 15 20.8 0.01 20 0.0104 96.15384615 -0.03922071 20 20 0.01 20 0.01 100 0 25 19 0.01 20 0.0095 105.2631579 0.05129329 30 18.6 0.01 20 0.0093 107.5268817 0.07257069 35 18.5 0.01 20 0.00925 108.1081081 0.07796154 40 18.2 0.01 20 0.0091 109.8901099 0.09431068 45 18.2 0.01 20 0.0091 109.8901099 0.09431068 b) Elabore una gráfica de tiempo en función de la concentración de hidróxido de sodio. La gráfica que se muestra a continuación es la curva de Ca vs T a las dos temperaturas analizadas. En el gráfico que puede apreciar que a la temperatura de 50°C la concentración del NaOH se consume más que a la temperatura de 25°C. También se puede apreciar, según la teoría, a mayor temperatura es más fácil llevar a cabo la reacción y por lo tanto ocurre más rápido, por lo que se alcanzó el equilibrio en menor tiempo que a la temperatura de 25°C. CA vs t 0.016 0.012 CA (mol/L) 0.008 0.004 0 0 10 20 30 40 50 t(min) 50°C 25°C c) Encuentre el orden de la reacción aplicando el método integral y reporte los coeficientes de correlación para los siguientes órdenes: 1º, 2º, 3º. De éste análisis obtener el orden y constante de velocidad de la reacción. Compare sus resultados con los reportados en la literatura, En la tabla siguiente se muestra la aplicación de una línea de tendencia lineal a los datos de concentración previamente analizados como indica Fogler. La tendencia que presente una R2≅ 1 es la que indica el grado de las reacciones llevadas a cabo: T=50°C T=25°C Orden Cero Orden Cero 0.01 0.014 0.012 0.008 0.01 0.006 y = -4E-05x + 0.0085 0.008 CA CA R² = 0.6029 0.006 0.004 y = -8E-05x + 0.012 0.004 R² = 0.8175 0.002 0.002 0 0 0 10 20 30 40 0 10 20 30 40 50 t(min) t(min) Primer Orden Primer Orden 0.35 0.2 0.3 0.1 ln (CA0/CA) 0.25 y = 0.0051x + 0.1648 ln(CA0/CA) 0.2 R² = 0.6128 0 y = 0.0075x - 0.1881 0.15 0 10 20 30R² = 0.843640 50 0.1 -0.1 0.05 0 -0.2 0 10 20 30 40 -0.3 t(min) t(min) Segundo Orden Segundo Orden 140 140 135 120 130 100 80 1/CA 1/CA 125 y = 0.725x + 82.38 y = 0.6372x + 118.01 60 R² = 0.8674 120 R² = 0.6227 40 115 20 110 0 0 10 20 30 40 0 10 20 30 40 50 t(min) t(min) Como podemos observar en ambos casos, el valor de R no es muy bueno, pero elegiremos el valor más alto de R para ambas temperaturas. Coeficiente de correlación de T=50°C T=25°C ajuste Orden cero 0.60 0.81 Primer orden 0.61 0.84 Segundo orden 0.62 0.86 Valor de K[L/mol*min] 0.6372 0.725 lnK -0.4506 -0.3215 Con estos datos observamos que la reacción es de segundo orden que, según con la literatura (COMPORTAMIENTO DINÁMICO DE LA SAPONIFICACIÓN DEL ACETATO DE ETILO EN UN REACTOR DE TANQUE CON REACCIÓN CONTINUA Oscar Núñez y Carlos Cabrera C.), es el orden reportado para esta reacción. d) Con las dos constantes de la velocidad de reacción determine los parámetros de la ecuación de Arrhenius. T k[L/mol*min] ln[K] [1/T][1/Kelvin] 298.15 0.725 -0.3215 0.0033540 323.15 0.6372 -0.4506 0.0030945 Para obtener la energía de activación graficamos el ln 𝑘 vs 1⁄𝑇. ln(k) vs (1/T) 0 0.00305 -0.05 0.0031 0.00315 0.0032 0.00325 0.0033 0.00335 0.0034 -0.1 -0.15 -0.2 ln(K) -0.25 y = 497.5x - 1.9901 -0.3 R² = 1 -0.35 -0.4 -0.45 -0.5 (1/T) 𝐸𝑎 = −(−𝑚)(𝑅) 𝐽 𝐸𝑎 = −(497.5𝐾) (8.314 ) 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝐾 𝐽 𝐸𝑎 = −4136.215 𝑚𝑜𝑙 Para obtener el factor pre-exponencial, despejamos de la ecuación de Arrhenius simplificada: −𝐸 𝑘 = 𝐴𝑒𝑥𝑝 ( ) 𝑅𝑇 𝐿 𝑘 0.725 𝐿 𝐴25°𝐶 = = 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑚𝑖𝑛 = 0.1366 −𝐸 𝐽 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑚𝑖𝑛 exp ( 𝑅𝑇 ) 4136.215 exp ( 𝑚𝑜𝑙 ) 𝐽 8.314 ∗ 298.15𝐾 𝑚𝑜𝑙 𝐾 𝐿 𝑘 0.6372 𝐿 𝐴50°𝐶 = = 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑚𝑖𝑛 = 0.4138 −𝐸 𝐽 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑚𝑖𝑛 exp ( ) 4136.215 𝑅𝑇 exp ( 𝑚𝑜𝑙 ) 𝐽 8.314 ∗ 323.15𝐾 𝑚𝑜𝑙 𝐾 De acuerdo a la literatura (Eva M. Talavera Rodríguez y Francisco A. Ocaña Lara, CINÉTICA DE HIDRÓLISIS DEL ACETATO DE METILO) la energía de activación es independiente de la temperatura y característica de cada reacción en particular. De igual manera el factor de frecuencia (A). Método no Lineal Utilizamos la siguiente ecuación: Donde: 𝐶𝐴0 = 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑖𝑛𝑖𝑐𝑖𝑎𝑙 𝑑𝑒𝑙 𝑁𝑎𝑂𝐻 = 0.02 𝑚𝑜𝑙/𝐿 𝐶𝐴 = 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎𝑐𝑖ó𝑛 𝑑𝑒 𝑁𝑎𝑂𝐻 𝑒𝑛 𝑒𝑙 𝑡𝑖𝑒𝑚𝑝𝑜 𝑡 𝑘 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒 𝑑𝑒 𝑣𝑒𝑙𝑜𝑐𝑖𝑑𝑎𝑑 𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑐𝑐𝑖ó𝑛 Tomamos como condiciones iniciales t=0 y Ca=Ca0 para 1 1 (0.02)(1−∝) − 𝐶𝑎(1−∝) 𝑡= 𝑘´ (1−∝) Para T=50°C Resultados de la primera regresión con ∝ inicial=3 Podemos observar que el valor de ∝ es igual a 2.99, si redondeamos este valor ∝=3 Sustituimos el valor de ∝ en modelo no lineal, y valor de k=11.09 Resultados de la segunda regresión con ∝ inicial=2 Podemos observar que el valor de ∝ es igual a 2.28, si redondeamos este valor ∝=2 Sustituimos el valor de ∝ en modelo no lineal, y valor de k=4.40 De acuerdo a la teoría, tomaremos los datos para cuando el orden de la reacción es igual a 2, con K=4.40 Para T=25°C Resultados de la primera regresión con ∝ inicial=3 Podemos observar que el valor de ∝ es igual a 2.76, si redondeamos este valor ∝=3 Sustituimos el valor de ∝ en modelo no lineal, y valor de k=2.0099 Resultados de la segunda regresión con ∝ inicial=2 Podemos observar que el valor de ∝ es igual a 2.08, si redondeamos este valor ∝=2 Sustituimos el valor de ∝ en modelo no lineal, y valor de k=1.9167 De acuerdo a la teoría, tomaremos los datos para cuando el orden de la reacción es igual a 2, con K=1.91 Con las dos constantes de la velocidad de reacción determine los parámetros de la ecuación de Arrhenius. T k[L/mol*min] ln[K] [1/T][1/Kelvin] 298.15 1.91 0.6471 0.0033540 323.15 4.40 1.4816 0.0030945 Para obtener la energía de activación graficamos el ln 𝑘 vs 1⁄𝑇. ln(k) vs (1/T) 1.6 1.4 1.2 1 ln k 0.8 y = -3215.8x + 11.433 0.6 R² = 1 0.4 0.2 0 0.00305 0.0031 0.00315 0.0032 0.00325 0.0033 0.00335 0.0034 (1/T) 𝐸𝑎 = −(−𝑚)(𝑅) 𝐽 𝐸𝑎 = −(−3215.8𝐾) (8.314 ) 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝐾 𝐽 𝐸𝑎 = 26736.1612 𝑚𝑜𝑙 Para obtener el factor pre-exponencial, despejamos de la ecuación de Arrhenius simplificada: −𝐸 𝑘 = 𝐴𝑒𝑥𝑝 ( ) 𝑅𝑇 𝐿 𝑘 1.91 𝐿 𝐴25°𝐶 = = 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑚𝑖𝑛 = 92313.8342 −𝐸 𝐽 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑚𝑖𝑛 exp ( 𝑅𝑇 ) −26736.1612 exp ( 𝑚𝑜𝑙 ) 𝐽 8.314 ∗ 298.15𝐾 𝑚𝑜𝑙 𝐾 𝐿 𝑘 4.40 𝐿 𝐴50°𝐶 = = 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑚𝑖𝑛 = 92320.3887 −𝐸 𝐽 𝑚𝑜𝑙 ∗ 𝑚𝑖𝑛 exp ( 𝑅𝑇 ) −26736.1612 exp ( 𝑚𝑜𝑙 ) 𝐽 8.314 ∗ 323.15𝐾 𝑚𝑜𝑙 𝐾 A diferencia del método integral, en este caso el factor de frecuencia en ambas reacciones a diferentes temperaturas es muy similar. ANALISIS DE RESULTADOS De acuerdo a los datos de la teoría tomados de (COMPORTAMIENTO DINÁMICO DE LA SAPONIFICACIÓN DEL ACETATO DE ETILO EN UN REACTOR DE TANQUE CON REACCIÓN CONTINUA Oscar Núñez y Carlos Cabrera C.) A la temperatura de 27°C: Orden de reacción: Segundo Orden Constante Cinética Teórica: 2.083 l/mol*min De acuerdo a los dos métodos utilizados para determinar los parámetros de la ecuación de Arrhenius, tomando como referencia la reacción a 25°C, el método que más se acerca a los datos teóricos es la que realizó con el método no lineal. Cuyo valor de k fue de 1.91 l/mol*min. En el caso del método integral a la misma temperatura el valor de k=0.7 l/mol*min En ambos casos el orden de reacción es de segundo orden. Con respecto a los factores de frecuencia determinados a partir del método integral varían considerablemente en comparación con los factores de frecuencia realizados por el método no lineal en donde soy realmente parecidos. Según la teoría este factor al igual que la energía de activación son independientes de la temperatura. Por lo tanto, creemos que el método no lineal resulto mucho más efectivo que el integral. Debemos considerar que nuestros datos registrados tal vez no son del todo precisos debido a varios factores que pudieron alterar la reacción. Por ejemplo, errores en la titulación, temperatura, concentraciones diferentes, etc. CONCLUSIÓN Los resultados obtenidos en la práctica se vieron divididos en 2 debido a que la temperatura de la reacción fue de 25°C y 50°C, por lo que la reacción se llevó más lento en el primer caso, y mucho más rápido en el segundo. Podemos notar que, al determinar el grado de reacción por medio de las gráficas, cuando obtenemos la pendiente, el valor de R es muy baja. Esto podría deberse a diferentes errores a la hora de realizar la reacción. Esto puede influir demasiado a la hora de obtener los demás datos. Y vaya que se notó al obtener los parámetros de la ecuación de Arrhenius. Tal vez realizar cuidadosamente la práctica nos hubiera permitido obtener datos precisos y realizar un mejor análisis. Se lograron parcialmente los objetivos de la práctica, se determinaron todos los parámetros, así como el orden de reacción y la constante de velocidad de reacción. Se comprobó que efectivamente, esa constante es dependiente de la temperatura y que podemos obtener el orden de la reacción por varios métodos, y al obtener esta determinar otros datos. BIBLIOGRAFIA Atins, P. (2006). EcoRed. Recuperado el 24 de Junio de 2016, de http://www.ecured.cu/Energ%C3%ADa_de_activaci%C3%B3n Godoy, M. G. (6 de Mayo de 2013). Ingeniería Industrial y Educación. Recuperado el 24 de Junio de 2016, de https://profmgodoy.wordpress.com/2013/05/06/reacciones-en-disolucion-acuosa/ González, M. (26 de Enero de 2011). La Guía Química. 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