Reporte - Práctica 4 - Química Industrial.docx

INSTITUTO POLITÉCNICO NACIONAL UNIDAD PROFESIONAL INTERDISCIPLINARIA DE INGENIERÍA Y CIENCIAS SOCIALES Y ADMINISTRATIVAS

PRÁCTICA NO. 4 CINÉTICA QUÍMICA

RESPONSABLE DE EQUIPO NOMBRE: SOLIS TORRES IRVIN ALFREDO No. De Equipo: 3 INTEGRANTES:  MIRANDA GIL ADELENI  NICOLÁS HERNÁNDEZ PABLO ISAÍ  QUEVEDO PÉREZ CARLOS ALBERTO  SOLIS TORRES IRVIN ALFREDO SECUENCIA:

2IV30

MATERIA: LABORATORIO DE QUÍMICA INDUSTRIAL PROFESOR: SANTIAGO PEDRO SMID FECHA DE ELABORACIÓN DE LA PRÁCTICA: 14/02/2019 FECHA DE ENTREGA: 21/03/2019

RESUMEN En esta práctica, se realizaron cuatro experimentos, con el objetivo de observar prácticamente el efecto de la velocidad de reacción en cuatro escenarios diferentes. En el primer experimento, se analizó la velocidad de reacción mediante la modificación de la superficie de contacto, ayudándonos de tres pastillas efervescentes, añadimos una pastilla completa, una en partida en tres pedazos y la última fue añadida después de ser pulverizada en el mortero en tres vasos de agua destilada con en 50 ml cada vaso. Aquí, pudimos observar que la velocidad de reacción fue mayor en el vaso con la pastilla hecha polvo, dicha reacción tardó 32 segundos en ocurrir. En el segundo experimento, añadimos en cinco vasos 10 ml de yodato de potasio (KIO3) a diferentes concentraciones molares, a este reactivo, le añadimos 1 ml de almidón y 10 ml de bisulfito de sodio (NaHSO3), medimos el tiempo que tardaba en ocurrir la reacción en cada concentración. El resultado fue que la reacción que más rápido ocurrió fue la que estaba a mayor concentración, tardando 39 segundos y a una velocidad de 𝟏. 𝟓𝒙𝟏𝟎−𝟑

𝒎𝒐𝒍 𝑳𝒔

.

En el tercer experimento, medimos 2 ml de permanganato de potasio (KMnO4) y 1 ml de ácido sulfúrico (H2SO4) en un tubo de ensayo, y en otro tubo agregamos 9 ml de ácido oxálico (C2H2O4) y los calentamos a baño maría durante 2 minutos para que alcanzara la temperatura del agua (calentada previamente a una determinada temperatura); añadimos el ácido oxálico al permanganato de potasio y comenzamos a agitar la solución mientras mediamos el tiempo que tardaba en hacerse transparente, o sea, medimos el tiempo que tardaba en reaccionar. Repetimos este experimento con temperaturas de 30, 40, 50 y 60 °C. Con este experimento pudimos determinar la energía de activación, la cual fue de 𝟓𝟖𝟏𝟒𝟒. 𝟓𝟏𝟓𝟕 𝑱/𝒎𝒐𝒍. Finalmente, para el experimento cuatro, repetimos el experimento anterior, solo que esta vez solo lo hicimos con la temperatura de 30 °C; además de que añadimos un catalizador a la solución. Añadimos cinco gotas de sulfato de manganeso a la solución, el tiempo de reacción fue mucho menor.

ABSTRACT In This practice, four experiments were carried out, with the aim of observing practically the effect of the reaction speed in four different scenarios. In the first experiment, The reaction rate was analyzed by modifying the contact surface, helping us with three effervescent tablets, we added A Pill Complete, one in three pieces and the last was added after being pulverized into the mortar in three glasses of distilled water with at 50 ml Every glass. Here, we could see that the reaction rate was higher in the cup with the pill made powder, this reaction took 32 seconds to occur. In The second experiment, we added in five glasses 10 ml of potassium iodide (KIO3) at different molar concentrations, to this reagent, we add 1 ml of starch and 10 ml of sodium bisulfite (NaHSO3), we measured the time it took for the reaction to occur at each concentration. The result was that the fastest reaction occurred was the one that was at the highest concentration, taking 39 seconds and at a speed of 𝟏. 𝟓𝒙𝟏𝟎−𝟑

𝒎𝒐𝒍 𝑳𝒔

.

In The third experiment, we measured 2 ml of potassium permanganate (KMnO 4) and 1 ml of sulfuric acid (H2SO4) In a test tube, and in another tube we add 9 ml of oxalic acid (C2H2O4) and heat them to Bain-marie for 2 minutes to reach the water temperature (pre-heated to a certain temperature); We added oxalic acid to potassium permanganate and began to agitate the solution while mediating the time it took to become transparent, that is, we measured the time it took to react. We Repeat this experiment with Temperatures of 30, 40, 50 and 60 ° C. With This experiment we were able to determine the activation energy, which was 𝑱

𝟓𝟖𝟏𝟒𝟒. 𝟓𝟏𝟓𝟕 𝒎𝒐𝒍. Finally, for experiment Four, we repeat the previous experiment, only this time we only did it with the temperature of 30 °c; Plus, we add a catalyst to the solution. We Added five drops of manganese sulfate to the solution, the reaction time was lower.

OBJETIVOS   

Observar el efecto que tiene sobre la velocidad de reacción, cada uno de los siguientes factores: superficie de contacto, concentración y temperatura. Explicar el efecto que produce la presencia de un catalizador en una reacción química. Determinar el valor de la energía de activación.

INTRODUCCIÓN TEÓRICA CINÉMATICA QUÍMICA Este campo estudia la velocidad de reacción de los procesos químicos en función de la concentración de las especies que reaccionan, de los productos de reacción, de los catalizadores e inhibidores, de los diferentes medios disolventes, de la temperatura, y de todas las demás variables que pueden afectar a la velocidad de una reacción. Cuando algunas sustancias reaccionan lo hacen en forma lenta, otras reaccionan rápidamente. Entonces, tanto para que una reacción ocurra, como para modificar su velocidad, se deberán tener en cuenta varios factores. Velocidad de reacción La cinética química busca la relación entre la forma precisa en que varía la velocidad de reacción con el tiempo, y la naturaleza de las colisiones intermoleculares (que controlan la velocidad) implicadas en la generación de los productos de reacción. La velocidad de reacción se expresa de la siguiente forma: Velocidad = moles o gramos de sustancias que reaccionan por litro (1) tiempo en segundos Velocidad = moles o gramos de sustancias obtenidas por litro (2) tiempo en segundos

Naturaleza de los reactantes La naturaleza de los reactantes involucrados en una reacción determina el tipo de reacción que se efectúa. Las reacciones en las cuales se redistribuyen enlaces o se transfieren electrones pueden ser más lentas que las que no involucran estos cambios. Las reacciones iónicas se efectúan inmediatamente, esto se debe a las frecuentes colisiones entre iones con cargas opuestas. En una reacción iónica no hay transferencia de electrones. Las reacciones entre moléculas neutras pueden ser más lentas que las iónicas a causa de la transferencia electrónica y redistribución de enlaces. La mayor parte de las colisiones moleculares son elásticas, por lo tanto, las moléculas simplemente rebotan y se apartan sin cambios. Sin embargo, algunas colisiones tienen la suficiente energía para ocasionar cambios en las nubes electrónicas de las moléculas que chocan. Cuando ocurre el cambio, las moléculas que chocan pueden formar el complejo activado. La energía requerida para formar este se conoce como energía de activación. Si esta es pequeña pocas de las colisiones

tienen la suficiente energía para formar el complejo activado. Por lo tanto, la reacción puede ser tan lenta que no es detectable. Por ejemplo, el hidrógeno y el oxígeno pueden mantenerse durante años en el mismo recipiente sin reaccionar. Aunque hay colisiones entre las moléculas, no se alcanza la energía de activación. Sin embargo, si la mezcla se calienta a 800 °C, o se introduce una llama o una chispa en el recipiente, el hidrógeno y el oxígeno reaccionan violentamente. El calor, la llama o la chispa suministran la energía de activación.

Factores que modifican la velocidad de las reacciones Para que dos sustancias reaccionen, sus moléculas, átomos o iones deben chocar. Estos choques producen un nuevo ordenamiento electrónico y, por consiguiente, un nuevo ordenamiento entre sus enlaces químicos, originando nuevas sustancias. 1. Temperatura Según la Teoría Cinética, la temperatura aumenta la energía cinética de las moléculas o iones y por consiguiente el movimiento de estos, con lo cual, aumenta la posibilidad de choques entre las moléculas o iones de los reactivos, aumentando la posibilidad de que ocurra la reacción o acelerando una reacción en desarrollo. Sin embargo, el incremento de la velocidad de la reacción no depende tanto del incremento del número de colisiones, cómo del número de moléculas que han alcanzado la energía de activación. La velocidad de una reacción crece, en general, con la temperatura, y se duplica, aproximadamente, por cada 10 °C que aumenta la temperatura. Por ejemplo, el cloruro de sodio reacciona lentamente con el ácido sulfúrico. Si se le proporciona calor aumenta la velocidad de reacción dando sulfato de sodio (Na2SO4) y ácido clorhídrico: 2.NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2.HCl Recordemos que los combustibles para ser quemado primero deben alcanzar su punto de combustión, luego por ser reacciones exotérmicas (liberan calor) la combustión continúa sola. 2. Superficie de contacto Cuando una o todas las sustancias que se combinan se hallan en estado sólido, la velocidad de reacción depende de la superficie expuesta en la reacción. Cuando los sólidos están molidos o en granos, aumenta la superficie de contacto y, por consiguiente, aumenta la posibilidad de choque y la reacción es más veloz.

Lo mismo ocurre cuando las sustancias reaccionantes no son miscibles entre sí, como por ejemplo, en la hidrólisis neutra de un aceite, se hace reaccionar éste con agua, para lograrlo, el agua de la parte inferior (recordemos que el aceite es más liviano que el agua) se recircula hacia la parte superior rociándola sobre la superficie del aceite. Otro ejemplo sería el de un kilo de viruta de madera, que se quema más rápido que un tronco de un kilo de masa. Para comprender mejor esto realicemos el siguiente cálculo: un cubo de un metro de lado (de cualquier material), tiene una superficie de: S cubo = 6.l.l ⇒S cubo = 6.(1 m)² ⇒S cubo = 6 m² (4) Si a este cubo lo dividimos en 1000 cubitos de 0,10 m de lado, tendremos para un cubito una superficie de: S cubito = 6.l.l ⇒S cubito = 6.(0,10 m)² ⇒S cubito = 0,06 m² El total de la superficie de los 1000 cubitos es: S cubitos = 1000. 0,06 m² ⇒S cubitos = 60 m² (5) Comparando los resultados (4) y (5) se observa cuantitativamente que aumento la superficie de contacto. 3. Agitación La agitación es una variante del punto anterior, lo que se logra agitando las sustancias reaccionantes, es mezclar íntimamente los reactivo aumentando la superficie de contacto entre ellos.

4. Luz Hay reacciones que en la oscuridad son muy lentas, como, por ejemplo, la combinación del hidrógeno con el cloro. La luz solar acelera la reacción de modo tal, que, a la luz solar directa, la reacción se hace explosiva: H2 + Cl2 → 2.HCl Lo mismo ocurre en la formación de glúcidos por los vegetales verdes a partir del agua y el dióxido de carbono en la fotosíntesis. Ocurre lo mismo con la descomposición de sustancias poco estables, por tal motivo se envasan en recipientes que impidan el paso de la luz, como, por ejemplo, el peróxido de hidrógeno: 2.H2O2 + luz → 2.H2O + O2 (g) (rápida)

5. Concentración La velocidad de una reacción química es proporcional a la concentración en moles por litro (moles/litro), de las sustancias reaccionantes. Si dos sustancias homogéneas A y B (gases o soluciones) reaccionan: A + B → C + D (6) La velocidad de la reacción es: V = [A].[B] (7) En la que los corchetes señalan concentraciones en moles por litro. Observemos que, si duplicamos la concentración, por ejemplo, de la sustancia A, la velocidad de la reacción se duplica: V* =2.[A].[B] (8) Si las sustancias que reaccionan son gaseosas, la concentración de estas aumenta disminuyendo el volumen, lo que se logra aumentando la presión.

En la figura anterior se observa, que aumentando la presión las moléculas de las sustancias reaccionantes se aproximan entre sí, acrecentando la posibilidad de choque entre sus moléculas, y por consiguiente se acelera la reacción. 6. Catalizadores Se llaman catalizadores a las sustancias que intervienen en las reacciones, acelerándolas o retardándolas y que siguen presentes al finalizar la reacción, es decir que no se consumen en esta, no son parte de los productos reaccionantes. Las sustancias que retardan la velocidad de reacción se denominan inhibidores. Por ejemplo, añadiendo dióxido de manganeso (MnO 2) al peróxido de hidrógeno (H2O2), se observa que se descompone liberando abundante oxígeno: 2.H2O2 + n.MnO2 → 2.H2O + O2 (g) + n.MnO2 (rápida) La cantidad n de dióxido de manganeso (MnO2) permanece constante luego de finalizada la reacción. i. Catalizadores de contacto o heterogéneos: No reaccionan químicamente con las sustancias del sistema: adsorben en su superficie, las moléculas de esas sustancias reaccionantes, aumentan, por consiguiente, el número de choques entre ellas y aceleran la reacción.

Una reacción en la cual los reactantes y el catalizador no están en la misma fase (estado) es una reacción heterogénea. Este tipo de catalizadores generalmente producen una superficie donde las sustancias pueden reaccionar, estos catalizadores funcionan adsorbiendo alguno de los reactantes, debilitando el enlace en cuestión hasta el punto en que el otro reactante rompe dicho enlace. La adsorción es la adherencia de una sustancia a la superficie de otra. Algunos metales (finamente divididos para aumentar la superficie de contacto) actúan como catalizadores de contacto: platino, níquel, óxido férrico (Fe 2O3), pentóxido de vanadio (V2O5), entre otros. El dióxido de azufre (SO2) reacciona lentamente con el oxígeno: 2.SO2 + O2 → 2.SO3 (lenta) Pero, en presencia de platino y de calor, la reacción es inmediata: 2.SO2 + O2 (amianto platinado + calor) → 2.SO3 (rápida) ii. Catalizadores de transporte u homogéneos: Estos catalizadores actúan interviniendo en la reacción y luego se regeneran al finalizar la misma. Un catalizador homogéneo se encuentra en la misma fase (estado) que los reactantes Por ejemplo, el empleo de monóxido de nitrógeno (NO) para catalizar la reacción entre el dióxido de azufre (SO2) y el oxígeno: 2.SO2 + O2 → 2.SO3 (lenta) El monóxido de nitrógeno (NO) reacciona con el oxígeno (oxidándose) dando dióxido de nitrógeno (NO2): 2.NO + O2 → 2.NO2 Luego el dióxido de nitrógeno reacciona (reduciéndose) con el dióxido de azufre (este se oxida), dando trióxido de azufre (SO3) y regenerándose el monóxido de nitrógeno (NO): 2.SO2 + 2.NO2 → 2.NO + 2.SO3 Son características de los catalizadores: a) Gran desproporción entre la masa de las sustancias que reaccionan y la pequeña masa del catalizador. b) El catalizador se halla igual al final del proceso, que al comienzo de él. c) Un catalizador no produce una reacción que sin él no se realiza, solo modifica la velocidad de esta. d) Los catalizadores son específicos de cada reacción o de un cierto grupo de reacciones. La absorción de las impurezas que acompañan a las sustancias reaccionantes puede disminuir o detener la acción del catalizador. Estas sustancias que retardan la acción de los catalizadores se denominan venenos del catalizador. Resumiendo: para aumentar la velocidad de una reacción, se debe aumentar la posibilidad de choque entre las moléculas, iones o átomos de las sustancias reaccionantes, modificando las variables enumeradas que el proceso permita.

DIAGRAMA DE BLOQUES

MATERIAL Y EQUIPO Material y equipo.              

Sustancias.

2 Tubos de ensayo de 16 x 150 mm 1 Gradilla de madera 1 Probeta de 50 mL 1 Vaso de precipitados de 500 mL 4 Vasos de precipitados de 100 mL Soporte universal con anillo 1 Tela de alambre con asbesto 1 Mechero de Bunsen Pinzas para tubo de ensayo 1 Termómetro (-10 a 110°C) 1 Pipeta graduada de 10 mL 1 Cronómetro 1 Mortero con pistilo 1 Agitador de vidrio Buretas de 25 mL, en un soporte



         

0,25 M de H2SO4 0,0025 M de KMnO4 0,0025 M de C2H2O4 0,045 M de MnSO4 0,005, 0.01, 0.013, 0,017 y 0,02 M de KIO3 0,01 M de NaHSO3 al 1% peso de almidón agua destilada Tabletas efervescentes (*)

CÁLCULOS Y RESULTADOS. Cálculos y resultados. I.- Tabla modificación de la superficie de contacto. 1 2 3

Tableta Entera Dos partes Polvo

Tiempo de reacción (s) 50 39 32

II.-Tabla efecto de la concentración. [𝑲𝑰𝑶𝟑 ] 1 2 3 4 5

𝒎𝒐𝒍 𝑳

0.005 0.01 0.013 0.017 0.02

[𝑵𝒂𝑯𝑺𝑶𝟑 ] 0.01 0.01 0.01 0.01 0.01

𝒎𝒐𝒍 𝑳

Tiempo de reacción (s). 158 64 51 41 39

Velocidad de reacción: 𝑽=

𝑪𝒇 − 𝑪𝟎 𝒕𝒇 − 𝒕𝟎

III.-Tabal efecto de la temperatura.

1 2 3 4

Temperatura (°C) 30 40 50 60

Vol. 𝑪𝟐 𝑯𝟐 𝟎𝟒 0.0025 M (ml) 9 9 9 9

Vol. 𝑲𝑴𝑵𝑶𝟒 0.0025 M (ml) 2 2 2 2

Vol. 𝑯𝟐 𝑺𝑶𝟒 0.25M (ml) 1 1 1 1

Tiempo de reacción (s). 296 143 72 37

Por regresión lineal: r=-0.97 No podemos hacer los cálculos ya que r no cumple con “𝑟 ≥ 0.985”. Hacemos un ajuste y obtenemos la siguiente tabla:

1 2 3 4

Temperatura (°C) 30 40 50 60

Tiempo de reacción (s). 296 143 72 8

Temperatura (°k) 303.15 313.15 323.15 333.15

1/T (k)

ln(t)

1/303.15

ln(296) ln(143) ln(72) ln(37)

1/313.15 1/323.15 1/333.15

Por regresión lineal: r*=0.99 r cumple con “𝑟 ≥ 0.985”, por lo tanto, podemos obtener “m” y “b”. m* = 6993.1464 b* = -17.3726 Energía de activación: 1 ln(𝑡) = 𝑚 ( ) + 𝑏 𝑡 1 ln(𝑡) = 6993.1464 °k ( ) − 17.3726 𝑡 𝐸𝑎 = 𝑚𝑅

𝐸𝑎 = 6993.1464 °k (8.3145 𝑬𝒂 = 𝟓𝟖𝟏𝟒𝟒. 𝟓𝟏𝟓𝟕

𝐽 ) 𝑚𝑜𝑙°𝑘

𝑱 𝒎𝒐𝒍

lV.-Tabal efecto del catalizador.

1

Temperatura (°C) 30

Vol. 𝑲𝑴𝑵𝑶𝟒 0.0025 M (ml) 2

Vol. 𝑯𝟐 𝑺𝑶𝟒 0.25M (ml) 1

Catalizador 𝑀𝑛𝑆𝑂𝟒

Tiempo de reacción (s). 23

CUESTIONARIO 1. ¿Cuál es la relación entre la variación de la superficie de contacto y el tiempo de reacción? Entre mayor sea la superficie de contacto mayor será el tiempo en que tarde en completarse la reacción y viceversa, entre menor sea la superficie de contacto la reacción será más rápida. 2. ¿Qué diferencia hay entre velocidad de reacción y tiempo de reacción? El tiempo de reacción es el tiempo que tarda en efectuarse una reacción química y es inversamente proporcional a la velocidad de reacción. Mayor tiempo de reacción - menor velocidad. Menor tiempo de reacción - mayor velocidad. 3. Con los datos experimentales anotados en la tabla N°2, represente en una gráfica, la variación de la concentración con respecto al tiempo.

Valores Y

Concentración

0.025 0.02 0.017

0.02

0.013

0.015

0.01 0.01 0.005 0.005 0 0

20

40

60

80

100

Tiempo

120

140

160

180

4. Calcule la velocidad media de la reacción llevada a cabo en el experimento N°2 ¿Qué significado tiene el signo negativo que se antepone al cálculo? 𝑋𝑓 − 𝑋𝑜 0.02 − 0.01 𝑚𝑜𝑙 𝑣= = = −8.4036𝑥10−5 𝑡𝑓 − 𝑡𝑜 39 − 158 𝐿𝑠𝑒𝑔 El signo negativo significa que es una reacción exotérmica y está desprendiendo calor. 5. Explique con base en lo que establece la teoría de las colisiones, cual es el efecto que se produce al aumentar la concentración y la temperatura en una reacción química. Al aumentar la concentración el número de partículas chocando es mayor por lo cual la reacción será más rápida de igual manera al aumentar la temperatura las partículas comenzaran a moverse más rápido y hará que la reacción se realice en menos tiempo 6. Construya la grafica de ln θ (eje y) vs 1/T (eje x) donde θ este en segundos y T en unidades kelvin.

Valores Y 5.69

6 4.96

Tiempo

5 4

4.27 3.61

3 2 1 0 0.00295

0.003

0.00305

0.0031

0.00315

0.0032

0.00325

0.0033

0.00335

Temperatura

7. Calcule el valor de la energía de activación (Ea) para la reacción llevada a cabo en el experimento N°3. Exprese el resultado en KJ/mol. 𝐸𝑎 1 ln(𝑡) = ( ) ( ) + 𝐶 𝑅 𝑇 𝐸𝑎 𝑘𝐽 = 𝑚 ∴ 𝐸𝑎 = 𝑚 ∗ 𝑅 = 6993.1464 ∗ 8.314 = 58141.0191 𝑅 𝑚𝑜𝑙 𝐾 8. Establezca la ecuación que relacione el tiempo de reacción con la temperatura y calcule el tiempo que tardaría en llevarse a cabo esta reacción a 25°C 𝐸𝑎 58141.0191 ln(𝑡) = = − 17.3726 = 80.7682 𝑅𝑇 1.987 ∗ 298.15

ln(𝑡) = 80.7682 𝑡=𝑒 = 1.19𝑥1035 𝑠. −80.7682

9. ¿Qué función desempeña un catalizador? Explique en términos de su acción sobre la energía de activación. El catalizador altera la velocidad de reacción para acelerar o disminuir la reacción dando o quitando energía. 10. ¿Qué importancia tiene desde un punto de vista industrial, el conocer los factores y como modifican la velocidad de un proceso de transformación química? En la industria los tiempos son muy importantes y saber cómo disminuirlos podría hacer que la producción de algún producto mejore disminuyendo el tiempo del proceso de este o también como hacer que el tiempo se eleve en caso de ser necesario, de esta manera aprovechando los recursos disponibles al máximo y evitar desperdicios.

CONCLUSIÓN En el experimento de superficie de contacto se concluye que la pastilla que se hizo polvo, tardo menos tiempo en reaccionar, esto debido a que a menor tamaño de partícula (en este caso, las partículas de polvo son más pequeñas que las de la pastilla entera), mayor superficie de contacto para la misma cantidad de materia y a mayor superficie de contacto, mayor velocidad de reacción. El efecto de la concentración de los reactivos en alguna solución también afecta la velocidad de reacción, se observó que a mayor concentración de KIO3, la velocidad de reacción al colocar el NaHSO3 fue más rápida. La diferencia de tiempos con los demás equipos es debido a que se pudo haber agregado más o menos KIO3 por eso la velocidad de reacción fue distinta. La temperatura representó un tipo de energía presente en la reacción, observamos que a mayor temperatura la velocidad de reacción es más rápida. Otro efecto que ayudo a que esta reacción ocurriera más rápido, fue la agitación del contenido con la varilla, ya que se mezclaron íntimamente los reactivos aumentando la superficie de contacto entre ellos logrando así, que la coloración violeta desapareciera. En cuanto al catalizador que se agregó a la mezcla de reacción, logró acelerar la velocidad de reacción, comparada con la reacción a la misma temperatura en la que no se utilizó catalizador.

BIBLIOGRAFÍA P. Atkins, Julio de Paula. Physical Chemistry. Seventh edition. W.H. Freeman and Company 2002 . Mc Quarrie, D.A. Physical Chemistry: A molecular approach, University Science Books 1997. (Mecanismos de reacción)