Zinetika kimiko

Zinetika kimikoa kimika fisikoko arlo bat da, erreakzioaren abiadura aztertzen duena: abiadura nola neurtu, abiadura aurresateko mekanismoak proposatu eta zenbait abiaduran izan dezaketen eragina aztertu. Hots, baldintza ezberdinen ondorioz, erreakzio-abiadura nola aldatzen den aztertzen du. Zinetika kimikoa datu esperimentalen eta enpirikoetan oinarritzen da.

Ez dira nahastu behar abiadura eta berezkotasuna. Erreakzio bat berez gertatuko da Gibbs-en energiaren aldaketa negatiboa bada, baina ez dakigu zenbat iraungo duen.

Erreakzio-abiadurak erreakzioa azkarra edo motela izango den adierazten digu, erreakzio batean desagertzen edo sortzen den zerbait denbora luzez neurtuz.

${\displaystyle {\ce {aA+bB -> cC+dD}}}$

Erreaktiboen (A eta B) desagertzea eta produktuen (C eta D) sortzea, kontzentrazioa denboraren menpean neurtuz, erreakzio abiadura lor daiteke.

Aldiuneko abiadura:

${\displaystyle \Delta t\to 0}$

${\displaystyle v=-{\frac {1}{a}}{\frac {d[A]}{dt}}=-{\frac {1}{b}}{\frac {d[B]}{dt}}={\frac {1}{c}}{\frac {d[C]}{dt}}={\frac {1}{d}}{\frac {d[D]}{dt}}}$

Batez besteko abiadura:

${\displaystyle v=-{\frac {1}{a}}{\frac {\Delta [A]}{\Delta t}}=-{\frac {1}{b}}{\frac {\Delta [B]}{\Delta t}}={\frac {1}{c}}{\frac {\Delta [C]}{\Delta t}}={\frac {1}{d}}{\frac {\Delta [D]}{\Delta t}}}$

Erreaktibo bakoitzaren desagertze abiadura eta produktu bakoitzaren sortze abiadura berdinak direnez, elkarren artean berdindu daitezke.

Abiadura positiboa izan dadin, minus zeinua jartzen zaie erreaktiboen koefiziente estekiometrikoei. Bestela, erreaktiboak desagertu egiten direnez, abiadura negatiboa izango litzateke, eta positiboa izan beharra du.

Aipatzekoa da, aldiuneko zein batezbesteko abiaduran koefiziente estekiometrikoek eragin zuzena dutela, abiadura ekuazioan ez bezala. Ondorioz, erreakzioa beste modu batera doituko balitz, abiaduran eragina edukiko luke.

Abiadura-ekuazioa erreaktiboen kontzentrazioak eta abiadura lotzen dituen ekuazio matematikoa da, eta honela idatz daiteke:

${\displaystyle {\ce {aA + bB -> cC + dD}}}$

${\displaystyle v=k[A]^{\alpha }[B]^{\beta }}$

${\displaystyle \alpha }$ eta ${\displaystyle \beta }$ balio ezezagunak dira eta ez dira A-ren eta B-ren koefiziente estekiometrikoen berdinak, hau da, ez dira a eta b-ren berdinak. Hala ere, biek balio bera izan dezakete. Bestalde, k, erreakzioaren abiadura-konstantea da, eta eragin zuzena du abiaduran; k geroz eta handiagoa denean erreakzioa azkarrago emango da, eta alderantziz. Konstantearen unitateak aldakorrak dira, eta berretzaileen unitateen araberakoak izango dira. Abiaduraren unitatea, ostera, beti berbera izango da, kontzentrazioa denbora unitateko. Aurretik idatzitako ekuazioari erreakzioaren abiadura-legea esaten zaio.

Berretzaileak esperimentalki lortzen dira, hau da, baldintza desberdinetan errakzio-abiadura kalkulatu eta datu horien bitartez abiadura-legeko berretzaileak kalkula ditzakegu. Berretzaile horiei ordena deitzen zaie, hots, A-rekiko eta B-rekiko ordena. Bien arteko batura izango da erreakzioaren orden osoa (${\displaystyle \alpha +\beta }$).

Erreakzio baten ordena kalkulatzeko bi metodo daude:

Metodo honetan, hainbat esperimentu egin behar dira, erreakzioa baldintza desberdinetan errepikatuz. Hots, hasieran ipinitako erreaktiboen kontzentrazioak aldatzea esperimentu batetik bestera.

Esperimentu desberdinen hasierako abiaduren arteko erlazioak adieraziko du zein den erreaktibo bakoitzaren erreakzio ordena. Erreaktiboetariko baten kontzentrazioaren abiadura nola aldatzen den aztertu behar da, gainerako erreaktiboen abiadura mantenduz.

Metodo honetarako ere datu esperimentalak behar dira, baina esperimentu bakarra egitea nahikoa da. Erreaktiboen kontzentrazioa neurtzen da denboran zehar, eta ordena kalkulatzeko abiadura-ekuazioa integratzen da. Ekuazio integratu desberdinak lortuko dira ordenaren arabera, eta irudikapen egokiarekin ordena zein den kalkulatzen da. Urrats hori ondoren azalduko da.

Erreakzio sinple hau aztertzen bada A${\displaystyle \Rightarrow }$produktuak. A erreaktiboaren erreakzioaren ordena 0 izanda abiadura-legea honela idatziko da:

${\displaystyle -{\frac {d[A]}{dt}}=k[A]^{0}}$

0-tik t-raino integratuz gero:

${\displaystyle -\int _{[A]_{0}}^{[A]_{t}}d[A]=\int _{0}^{t}kdt}$

${\displaystyle -[A]_{t}+[A]_{0}=kt}$

${\displaystyle [A]_{t}=-kt+[A]_{0}}$

Beraz, A-ren kontzentrazioa denboraren funtzioan irudikatuz gero malda negatibodun zuzena lortuko litzateke. Malda, erreakzio horren abiadura-konstantea izango da.

A${\displaystyle \Rightarrow }$produktuak. Lehenengo ordenako erreakzioa dela kontuan hartuta honela idatziko da:

${\displaystyle -{\frac {d[A]}{dt}}=k[A]}$

Antolatuz gero:

${\displaystyle -{\frac {1}{[A]}}d[A]=-kdt}$

Ondoren integratuko da:

${\displaystyle -\int _{[A]_{0}}^{[A]_{t}}{\frac {d[A]}{[A]}}=\int _{0}^{t}kdt}$

${\displaystyle \ln[A]_{t}-\ln[A]_{0}=-kt}$ edo${\displaystyle [A]_{t}=[A]_{0}\exp ^{-kt}}$

Kasu honetan, A-ren kontzentrazioaren nepertarra denboraren funtzioan irudikatuz lerro zuzena lortuko da. Malda erreakzio horren abiadura-konstantea izango da.

A${\displaystyle \Rightarrow }$produktuak. Bigarren ordenako erreakzioa honako hau izango da:

${\displaystyle -{\frac {d[A]}{dt}}=k[A]^{2}}$

Antolatuz gero:

${\displaystyle -{\frac {1}{[A]^{2}}}d[A]=-kdt}$

Integratuz gero:

${\displaystyle -\int _{[A]_{0}}^{[A]_{t}}{\frac {d[A]}{[A]^{2}}}=\int _{0}^{t}kdt}$

${\displaystyle {\frac {1}{[A]_{t}}}-{\frac {1}{[A]_{0}}}=kt}$ edo ${\displaystyle [A]_{t}={\frac {[A]_{0}}{1+kt[A]_{0}}}}$

Bigarren ordenako ekuazioaren grafikoan A-ren kontzentrazioaren alderantzizkoa t-ren funtzioan irudikatuz, lerro zuzena lortuko da. Malda erreakzio horren abiadura-konstantea izango da.

Abiadura-legea ekuazio honen bitartez definituta dago, non k abiadura konstantea den:

${\displaystyle v=k[A]^{\alpha }[B]^{\beta }}$

Ekuazio hau aplikatu ahal izateko, beharrezkoa da erreaktibo guztiak fase berean egotea.

Erreakzio-abiadura honetan hainbat faktorek eragiten dute:

Erreakzio gehienetan, loturaren birmoldaketarik ez dakarten erreakzioak azkarragoak izan ohi dira, eta, ostera, zenbait lotura hausten diren erreakzioak, berriz, geldoagoak.

Adibidez:

1.${\displaystyle {\ce {Fe^3+ (aq) + Cr^2+ (aq) -> Fe^2+ (aq) + Cr^3+ (aq)}}}$

Oso erreakzioa azkarra da, ez baita loturarik apurtzen, elektroi trukea besterik ez da gertatzen ioien artean.

2. ${\displaystyle {\ce {CH4 (g) + 2O2 (g) -> CO2 (g) + 2H2O (l)}}}$

Oso erreakzio motela da, sei lotura hautsi eta beste sei berri eratzen direlako.

Bestalde, lotura kobalentez elkarturiko atomoz osatutako substantzia molekularrak astiroago erreakzionatzen dute, lotura ionikoz osaturiko substantziak baino.

Talken teoriari jarraituz, erreakzioa gerta dadin, beharrezkoa da molekulen artean talkak egotea. Bestalde, teoria zinetikoaren arabera, talka kopurua erreaktiboen kontzentrazioen proportzionala da. Beraz, erreakzio lastertasuna erreaktiboen kontzentrazioen proportzionala izango da, bolumen unitateko partikula kopurua igotzean, beraien arteko talka kopurua ere igo egiten baita.

Horrez gain, erreaktibo bat soberan jartzen bada, lortuko den produktuaren kantitatea berdina bada ere, erreakzioaren lastertasuna handiagoa izango da.

Bestalde, gas egoera edo disoluzioak dira baldintzarik egokienak erreakzioak azkar eman daitezen. Gas egoeran, molekulen arteko talka kopurua oso handia da eta, horregatik, erreakzioak azkarragoak dira. Ur disoluzioan ere, orokorrean erreakzioak azkarrak dira, baina solido egoeran, ia erreaktibo partikulen arteko kontakturik ez dagoenez, motelak dira.

Abiadura-konstantean eragin zuzena duen faktorea da.

Erreakzioaren abiadura azkartu egiten da tenperatura igotzen bada, eta, aldiz, tenperatura jaistean moteldu egiten da.

Tenperaturak duen eragina, hots, zinetika kimikoa azaltzeko, hainbat teoria daude:

Erreakzio bat gertatzeko substantzietan dauden loturak apurtu egin behar dira beste berri batzuk sortzeko, erreaktiboen arteko talken bitartez. Horretarako,sistemak nahiko energia izan behako du, eta norabide egokian gertatu beharko da erreakzioa.

Beraz, tenperatura handitzen bada, erreaktiboen talkak handitu egongo dira, eta ondorioz, substantzian dauden loturak apurtzen laguntzen denez, erreakzioa azkarrago emango da. Tenperatura jaistean, aurkakoa emango da.

Erreaktibo eta produktuen artean, espezie hipotetikoa sortzen da. Honen energia, aktibazio- edo eraginkortze-energia (${\displaystyle E_{a}}$) ere deitua, erreaktibo eta produktuen energia baino handiago izaten da.

Tenperatura handitzen bada, molekulen bataz besteko energia handitu eginda da, eta beraz, molekula gehiago egongo dira nahikoa energia dutenak elkarrekin talka egokia eman eta aktibazio-energia lortzeko.

Arrhenius-ek erreakzio-abiaduran tenperaturak duen eragina matematikoki azaldu zuen.

Lege honi jarraituz, erreakzio gehienen abiadura konstantea T-rekin ondoko erara igotzen da:

${\displaystyle k=Ae^{-Ea/RT}}$

Ekuazio honek honakoa adierazten du: abiadura-konstantearen balioa, tenperatura konstantea dela kontsideratuz, txikiagoa egiten dela aktibazio-energia handitzean. Ondorioz, aktibazio-energia handitzean, erreakzio-abiadura txikiagoa bada, bidezkoa da erreakzio azkarrek aktibazio-energia balio txikiak izango dituztela esatea.

Katalizatzaileak, erreakzioa eta bertan parte hartzen duten espezieen izaera aldatu gabe, erreakzio-abiadura aldatzen (moteldu edo azkartu) duen substantzia da. Katalizatzaileek erreakzio abiaduraren aktibazio energiarekin jokatzen dute, eta horren arabera, bi motatako katalizatzailek bereiz ditzakegu:

• Katalizatzaile positiboak: Aktibazio energia txikitzen dute. Ondorioz, erreakzioa azkarrago emango da, eta beraz, erreakzio-abiadura azkartzen dute.
• Katalizatzaile negatiboak: Aktibazio energia handitzen dute. Ondorioz, erreakzioa polikiago emango da, eta beraz, erreakzio-abiadura moteltzen dute.

Erreakzio batean, hasierako substantziak desagertu eta ondoren beste batzuk sortzen direla adierazi nahi da. Baina erreakzioak emateko urrats ezberdinak daude, eta urrats hauek emango dute erreakzioaren abiadura-legea.

Erreakzio elemental bakoitzari dagokion abiadura-legea koefiziente estekiometrikoak kontuan hartuta izan daitezke:

${\displaystyle {\ce {A -> produktuak}}}$	${\displaystyle \upsilon =k[A]}$
${\displaystyle {\ce {A + A -> produktuak}}}$	${\displaystyle \upsilon =k[A]^{2}}$
${\displaystyle {\ce {A + B -> produktuak}}}$	${\displaystyle \upsilon =k[A][B]}$
${\displaystyle {\ce {A + B + C -> produktuak}}}$	${\displaystyle \upsilon =k[A][B][C]}$
${\displaystyle {\ce {A + A + A -> produktuak}}}$	${\displaystyle \upsilon =k[A]^{3}}$
${\displaystyle {\ce {A + A + B -> produktuak}}}$	${\displaystyle \upsilon =k[A]^{2}[B]}$

Erreakzioak ez dira beti abiadura berean emango. Erreakzioaren zati batzuetan abiadura azkarragoa izango da, aldiz, beste batzuetan motelagoa, eta erreakzio-abiadura zati motelak determinatuko du.

Katalizatzaile izeneko substantzia batek erreakzio baten abiadura aldatzeko (moteldu edo azkartu) prozesua da. Katalisian, erreakzioa eta bertan parte hartzen duten espezieen izaera ez da aldatzen.

Katalizatzaileek erreakzio abiaduraren aktibazio energiarekin jokatzen dute, eta horren arabera, bi motatako katalizatzailek bereiz ditzakegu:

• Katalizatzaile positiboak: Aktibazio energia txikitzen dute. Ondorioz,, erreakzio-abiadura azkartzen da. Katalizatzaile ohikoenak izaten dira.
• Katalizatzaile negatiboak: Aktibazio energia handitzen dute. Ondorioz, erreakzio-abiadura moteltzen da. Katalizatzaile mota hauei, inhibitzaileak deritze.

Katalizatzaileak erreakzioaren bidea aldatzen du, erreakzioa gertatzeko behar den aktibazio energia aldatuz. Katalizatzailek, beraz, ez dute orekaren desplazamendua eragiten, orekara iristeko behar den denbora aldatu soilik. Hots, ez du erreakzioaren berezkotasunean eragiten.

Katalizatzailea ez da erreakzioa amitutakoan desagertzen, bertan parte hartu arren birsortu egiten baita eta kantitate txikia nahikoa izaten da abiadura izugarri aldatzeko. Erreakzioan zehar tarteko gai elkartu ezegonkorrak eratzen dituzte. Ondoren bat-batean deskonposatzen dira eta, berriz, hasierako katalizatzailea bera emango dute. Horrenbestez, ez dira doituta dagoen ekuazio kimikoan azaltzen.

Katalisi prozesuak 2 motatakoak izan daitezke

• Homogeneoa: katalizatzailea eta  erreaktiboak fase berean daudenean ematen da.
• Heterogeneoa: Katalizatzailea eta erreaktiboak fase ezberdinean daudenean ematen da. Gehienetan, katalizatzaile heterogeneoa erreakzioa gertatzen deneko euskarri solido bat izan ohi da. Erreaktiboen molekulak katalizatzaile solidoaren gainean adsorbatzen dira, gainazalean zehar barreiatu, adsorbatutako produktua sortu, eta azkenik, produktua desorbitzen da. Adibidez: autoaren bihurgailu katalitikoan, autoetako errekuntzan sortutako CO-aren oxidazioa eta NO-aren erredukzioa rodio metalaren gainazalean gertatzen da; amoniakoaren sintesian katalizatzaile gisa burdin solidoa erabiltzen da.

Oso espezifikoak diren katalizatzaile biologiko bezala lan egiten dute, erreakzio biokimikoen abiadura ${\displaystyle {\ce {10^{12}}}}$ra arteko faktoreetaraino igotzeko gai dira. Pisu molekular handiko proteinak izan ohi dira eta izaki bizidunetan gertatzen diren erreakzio gehienak katalizatzen dituzte. Espezifikoak dira oso eta jarduera bizikoak.

Adibidea: laktosa deskonposatu eta glukosa eta galaktosa emateko, laktasa entzima erabiltzen da.

1. Zinetika kimikoa [Internet] https://lauaxeta.files.wordpress.com. ; c2009 [cited 2017 04/06]. Available from: https://lauaxeta.files.wordpress.com/2009/12/zinetika-kimikoa-lot60121.ppt.

2. Zinetika kimikoa [Internet] http://www.euskara.euskadi.eus. Euskadi.eus [cited 2017 04/06]. Available from: http://www.euskara.euskadi.eus/r59-luredir/es/contenidos/articulo/c1201/eu_d1201018/1201018.html.

3. Zinetika kimikoa [Internet] [cited 2017 04/06]. Available from: https://www.google.es/url?sa=t&rct=j&q=&esrc=s&source=web&cd=5&cad=rja&uact=8&ved=0ahUKEwip7cTT5YDTAhXJvBQKHZRjDJkQFgg5MAQ&url=http%3A%2F%2Felearning6.hezkuntza.net%2F015111%2Fmod%2Fresource%2Fview.php%3Fid%3D318%26redirect%3D1&usg=AFQjCNGDAGOGERCyea9tQs6Ypcevh9YriA.

4. Aktibazio energia. Arrhenius-en ekuazioa. Katalisia [Internet] hiru.eus [cited 2017 04/06]. Available from: http://www.hiru.eus/eu/quimica/energia-de-activacion-ecuacion-de-arrhenius-catalisis. http://www.hiru.eus. hiru.eus [cited 2017 04/06]. Available from: http://www.hiru.eus/eu/quimica/energia-de-activacion-ecuacion-de-arrhenius-catalisis.

5. Erreakzio abiadura. Abiadura-ekuazioa [Internet] hiru.eus [cited 2017 04/06]. Available from: http://www.hiru.eus/eu/quimica/velocidad-de-reaccion-ecuacion-de-velocidad. http://www.hiru.eus. hiru.eus [cited 2017 04/06]. Available from: http://www.hiru.eus/eu/quimica/velocidad-de-reaccion-ecuacion-de-velocidad.

6. Erreakzio abiadura. Abiadura-ekuazioa [Internet] hiru.eus [cited 2017 04/06]. Available from: http://www.hiru.eus/eu/quimica/velocidad-de-reaccion-ecuacion-de-velocidad. http://www.hiru.eus. hiru.eus [cited 2017 04/06]. Available from: http://www.hiru.eus/eu/quimica/velocidad-de-reaccion-ecuacion-de-velocidad.

7. Zinetika kimikoa [Internet]: Zubize, S.A. [cited 2017 04/06]. Available from: https://www.google.es/url?sa=t&rct=j&q=&esrc=s&source=web&cd=13&ved=0ahUKEwijy8qJ5oDTAhXJbRQKHSirDIkQFghbMAw&url=http%3A%2F%2Fwww.ueu.eus%2Fdownload%2Fliburua%2FZINETIKAKIMIKOAI.pdf&usg=AFQjCNFF6I0LBBnZbKHACNJ2AhwYAqyV_A&cad=rja.

• Kimika
• Fisika
• Zientzia

• EHUko Kimikako fakultatea
• Zientzia.eus