17.7: Métodos experimentales de cinética química

Los estudios de la dinámica de los procesos químicos inciden en casi todas las áreas de la química y la bioquímica. Es útil que los estudiantes incluso en el nivel de química general tengan alguna comprensión de las técnicas experimentales que han informado lo que ya has aprendido sobre la cinética.

El dominio temporal de la cinética química

La cinética se ocupa de las tasas de cambio, por lo que como prefacio de esta sección, es útil considerar el rango de tiempos dentro de los cuales se lleva a cabo el estudio de los procesos químicos. Antes de alrededor de 1945, el rango práctico para las investigaciones cinéticas comenzó a aproximadamente 10 ³ segundos y se extendió a alrededor de 10 ⁸ segundos, este límite superior se rige por el tiempo que un estudiante graduado (que suele realizar el trabajo real) puede esperar obtener un doctorado. El desarrollo de la fotólisis instantánea y los métodos de flujo a mediados de la década de 1940 movieron el límite de tiempo inferior al rango de milisegundos. Los cambios más dramáticos comenzaron a ocurrir en la década de 1970, ya que la disponibilidad de láseres capaces de pulsos de muy corta duración y electrónica rápida abrió gradualmente el estudio de reacciones que se completan en nanosegundos, picosegundos e incluso femtosegundos (10 ^—15 segundos).

La forma básica de obtener la información necesaria para determinar las constantes de velocidad y los órdenes de reacción es juntar los reactivos y luego medir los cambios sucesivos en la concentración de uno de los componentes en función del tiempo. Dos requisitos importantes son

• El tiempo requerido para tomar una medición debe ser muy corto en comparación con el tiempo que tarda la reacción en ejecutarse hasta su finalización;
• La temperatura debe mantenerse constante, algo que puede plantear un problema si la reacción es altamente exotérmica.

Medir la concentración de un reactivo o producto directamente, es decir, mediante análisis químicos, es incómodo y rara vez es necesario. Cuando no se puede evitar, la muestra de reacción generalmente debe apagarse de alguna manera para detener cualquier cambio adicional hasta que se pueda analizar su composición. Esto se puede lograr de diversas maneras, dependiendo de la reacción particular. Para las reacciones llevadas a cabo en solución, especialmente las catalizadas por enzimas, a veces es práctico añadir una cantidad conocida de ácido o base para cambiar el pH, o añadir algún otro agente inhibidor. Más comúnmente, sin embargo, el enfoque preferido es observar alguna propiedad física cuya magnitud es proporcional a la extensión de la reacción.

Métodos clásicos y de clase de laboratorio

Estos métodos son aplicables a reacciones que no son excesivamente rápidas, por lo general requieren unos minutos u horas para que se ejecuten hasta su finalización. Eran sobre los únicos métodos disponibles antes de 1950. La mayoría de los estudiantes de cursos de laboratorio de primer año incluirán al menos un experimento basado en uno de estos métodos.

Métodos ópticos

La absorción de luz es quizás la técnica más utilizada. Si se colorea un reactivo o un producto, la reacción es seguida fácilmente registrando el cambio en la transmisión de una longitud de onda apropiada después de que se inicie la reacción.

Cuando un haz de luz pasa a través de una solución que contiene una sustancia coloreada, la fracción que se absorbe es directamente proporcional a la concentración de esa sustancia y a la longitud de la trayectoria de la luz a través de la solución. Esta última puede controlarse empleando una celda o cubeta que tenga una longitud de trayectoria fija.

Si I ₀ es la intensidad de la luz incidente sobre la célula y yo es la intensidad que emerge del otro lado, entonces el porcentaje de absorción es de apenas 100 × I/I ₀. Debido a que una escala limitada de 1-100 de absorción de luz a menudo es inadecuada para expresar los muchos órdenes de magnitud que se encuentran con frecuencia, a menudo se emplea un término logarítmico densidad óptica. La relación entre esto, la longitud de la trayectoria celular, la concentración y la capacidad de absorción innata de la sustancia coloreada se expresa por la ley de Beer.

El dispositivo de medición de absorbancia más simple es un colorímetro en el que un haz de luz blanca de una lámpara incandescente pasa a través de una celda (a menudo solo un tubo de ensayo) y hacia un fotodetector cuya salida eléctrica es directamente proporcional a la intensidad de la luz. Antes de comenzar el experimento, un control de puesta a cero establece el medidor en cero cuando se bloquea la trayectoria de la luz, y un control de sensibilidad lo establece en 100 cuando se inserta una celda que contiene una solución sin color (un “blanco”).

La sensibilidad y selectividad de tal disposición se mejora en gran medida ajustando la longitud de onda de la luz para que coincida con el espectro de absorción de la sustancia que se está midiendo. Por lo tanto, si la sustancia tiene un color amarillo, es porque se está absorbiendo la luz azul, por lo que se coloca un filtro de color azul en la trayectoria de la luz.

Los espectrofotómetros de absorción más sofisticados emplean dos celdas (una para la muestra y otra celda de referencia para el blanco. También permiten seleccionar el rango de longitud de onda particular que es absorbido más fuertemente por la sustancia bajo investigación, que a menudo puede extenderse a la región casi ultravioleta.

Las mediciones de dispersión de luz (realizadas con un neftelómetro) pueden ser útiles para reacciones que conducen a la formación de un precipitado fino/ Un experimento de laboratorio estudiantil muy simple de este tipo se puede llevar a cabo colocando un matraz cónico que contiene la mezcla de reacción encima de un pedazo de papel marcado. Los efectos de cambiar la temperatura o las concentraciones de reactivos se pueden hacer observando cuánto tiempo tarda la formación del precipitado en oscurecer la marca en el papel.

También se emplean otros métodos ópticos como la fluorescencia y la polarimetría (medición del grado en que una solución gira el plano de la luz polarizada) cuando es aplicable.

Otros métodos

• Medición de gases: El método clásico de las siguientes reacciones que producen cambios en el número de moles de gases es observar cambios en la presión o volumen. Un método alternativo para seguir la pérdida de un gas es colocar el recipiente de reacción en una balanza electrónica y monitorear la pérdida de peso. Esto es generalmente menos preciso que las mediciones de presión, pero a veces se usa en experimentos de estudiantes.
• Mediciones de pH: Muchas reacciones producen o consumen iones hidrógeno y son convenientemente seguidas por medio de un medidor de pH.
• Conductancia eléctrica: Las reacciones que producen o consumen sustancias iónicas a menudo se estudian midiendo la conductancia eléctrica de la solución. La conductimetría generalmente se lleva a cabo equilibrando la conductancia de la solución con una resistencia conocida en una disposición de puente. Se utiliza una corriente alterna de audiofrecuencia para evitar la electrólisis

El estudio de las reacciones rápidas

Mezcla rápida

Los métodos experimentales tradicionales descritos anteriormente suponen que podemos seguir la reacción después de que sus componentes se hayan combinado en una mezcla homogénea de concentraciones conocidas. Pero, ¿qué podemos hacer si el tiempo requerido para completar el proceso de mezcla es comparable o mayor que el tiempo necesario para que la reacción se complete? Para las reacciones que tienen lugar en milisegundos, el enfoque estándar desde la década de 1950 ha sido emplear una técnica de flujo de algún tipo. Un ejemplo temprano se utilizó para estudiar reacciones rápidas en fase gaseosa en las que uno de los reactivos es un radical libre como el OH que puede ser producido por una descarga intensa de microondas que actúa sobre una mezcla de gas fuente adecuada. Este gas, junto con el otro reactivo que se investiga, se hace fluir a través de un tubo estrecho a una velocidad conocida.

Si se conoce la distancia entre el punto en el que se inicia la reacción y el detector de producto, entonces el intervalo de tiempo se puede encontrar a partir del caudal. Variando esta distancia, se puede determinar entonces el tiempo requerido para obtener el rendimiento máximo.

Si bien este método es muy sencillo en principio, puede ser bastante complicado en la práctica, como muestra la ilustración. Debido a los volúmenes bastante grandes requeridos, su método es más práctico para el estudio de reacciones en fase gaseosa que para soluciones, para lo cual generalmente se prefiere el método de flujo detenido que se describe a continuación.

Métodos de flujo detenido y flujo de enfriamiento

Estos son, con mucho, los medios más comunes para estudiar reacciones rápidas en fase de solución a intervalos de tiempo de hasta una fracción de milisegundo. El uso de dispositivos razonablemente simples ahora es práctico incluso en experimentos de laboratorio de estudiantes. Estas técnicas permiten seguir no solo cambios en las concentraciones de reactivos y productos, sino también la acumulación y descomposición de los intermedios de reacción.

El aparato básico de flujo detenido consiste en dos o más jeringas acopladas que inyectan rápidamente los reactivos en una pequeña cámara de mezcla y luego a través de una celda de observación que puede acoplarse a instrumentos que miden la absorción, fluorescencia, dispersión de luz u otras propiedades ópticas o eléctricas del solución. A medida que la solución fluye a través de la celda, se vacía en una jeringa de detención que, cuando se llena, golpea un tope trasero que detiene abruptamente el flujo. El volumen que puede aceptar la jeringa de detención se ajusta para que la mezcla en la celda apenas se haya vuelto uniforme y haya alcanzado un estado estacionario; en este punto, comienza el registro de la medición de la celda y se sigue su cambio.

Por supuesto, hay muchas reacciones que no pueden ser seguidas por cambios en la absorción de luz u otras propiedades físicas que son convenientemente monitoreadas. En tales casos, a menudo es práctico apagar (detener) la reacción después de un intervalo deseado añadiendo un agente de inactivación apropiado. Por ejemplo, una reacción catalizada por enzimas se puede detener añadiendo una solución de ácido, base o sal que desnaturaliza (destruye la actividad de) la enzima proteica. Una vez detenida la reacción, se retira la mezcla y se analiza de manera apropiada.

La técnica de flujo templado funciona algo así como el método de flujo detenido descrito anteriormente, con una disposición de plomería ligeramente alterada. Los reactivos A y B se mezclan y se alimentan directamente a través de la válvula desviadora a la celda de medición, lo que no se muestra en este diagrama. Después de un intervalo establecido que puede variar de unos milisegundos a 200 segundos o más, el controlador activa la jeringa de enfriamiento y la válvula desviadora, inundando la celda con la solución de enfriamiento.

¿Demasiado rápido para mezclarlo? ¡No hay problema!

Para investigar reacciones que se completen en menos de un milisegundo, se puede comenzar con una muestra premezclada en la que uno de los reactivos activos se genera in situ. Alternativamente, un cambio rápido en la presión o temperatura puede alterar la composición de una reacción que ya ha alcanzado el equilibrio.

Fotólisis flash

Se conocen muchas reacciones que no ocurren en ausencia de luz cuya longitud de onda es suficientemente corta para suministrar la energía de activación necesaria para romper un enlace, lo que a menudo conduce a la creación de un radical altamente reactivo. Un buen ejemplo es la combinación de Cl ₂ gaseoso con H ₂, que procede explosivamente cuando el sistema se ilumina con luz visible. En la fotólisis flash, se utiliza un pulso corto de luz para iniciar una reacción cuyo progreso se puede observar por medios ópticos u otros.

Fotólisis se refiere al uso de la luz para descomponer una molécula en unidades más simples, a menudo iones o radicales libres. A diferencia de la termólisis (descomposición inducida por altas temperaturas), la fotólisis es capaz de inyectar energía en una molécula casi instantáneamente y puede ser mucho “más limpia”, lo que significa que hay menos reacciones secundarias que a menudo conducen a mezclas complejas de productos. La fotólisis también puede ser altamente específica; la longitud de onda de la luz que desencadena la reacción a menudo se puede ajustar para activar un tipo particular de molécula sin afectar a otras que puedan estar presentes.

Todo esto se conocía desde hacía mucho tiempo, pero hasta mediados de la década de 1940 no había manera práctica de estudiar la cinética de las reacciones que involucran a las especies altamente reactivas producidas por la fotólisis. En 1945, Ronald Norrish de la Universidad de Cambridge y su estudiante de posgrado George Porter concibieron la idea de utilizar una lámpara de flash de corta duración para generar radicales CH ₂ en fase gaseosa, y luego seguir el progreso de la reacción de estos radicales con otras especies mediante espectroscopia de absorción.

Norrish y Porter compartieron el Premio Nobel de Química de 1967 por esta obra. Configuración de fotólisis flash de Nanosegundo.

En un experimento de fotólisis instantánea, el registro de la absorbancia del contenido de las células de la muestra se cronometra para seguir al flash por un intervalo que se puede variar con el fin de capturar los efectos producidos por el producto o intermedio a medida que se forma o decae. Las duraciones de flash de alrededor de 1 milisegundo permitieron seguir procesos que tienen vidas en el rango de microsegundos, pero el advenimiento de los láseres rápidos lo extendió gradualmente a picosegundos y femtosegundos.

La fotólisis flash revolucionó el estudio de la fotoquímica orgánica, especialmente el relativo a la química de los radicales libres y otras especies reactivas que no pueden aislarse ni almacenarse, pero que pueden producirse fácilmente por fotólisis de un precursor adecuado. Ha demostrado ser invaluable para comprender la complicada cinética relacionada con la química atmosférica y la formación de smog. Más recientemente, la fotólisis flash se ha convertido en una herramienta importante en bioquímica y fisiología celular.

Métodos de perturbación y relajación

Muchas reacciones, especialmente las que tienen lugar en solución, ocurren con demasiada rapidez para seguirlas por técnicas de flujo, y por lo tanto solo pueden observarse cuando ya están en equilibrio. Los ejemplos clásicos de tales reacciones son dos de las más rápidas jamás observadas, la disociación del agua

\[2 H_2O → H_3O^+ + OH^–\]

y la formación del ión triyoduro en solución acuosa

\[I^– + I_2 → I_3^–\]

Reacciones de este tipo no pudieron estudiarse hasta mediados de la década de 1950, cuando se desarrollaron técnicas para cambiar el equilibrio imponiendo un cambio físico abrupto en el sistema.

Por ejemplo, si la reacción A B es endotérmica, entonces según el principio de Le Chatelier, someter el sistema a un salto rápido de temperatura desplazará el estado de equilibrio a uno en el que el producto B tenga una mayor concentración. La composición del sistema comenzará entonces a cambiar hacia la nueva composición de equilibrio a una velocidad determinada por la cinética del proceso.

Para el caso general aquí ilustrado, la cantidad "x" que se está trazando es una cantidad medible como absorción de luz o conductividad eléctrica que varía linealmente con la composición del sistema. En un proceso de primer orden, x variará con el tiempo según

x _t = x _o e ^{— kt}

Después de la perturbación abrupta en el tiempo t _o, el tiempo de relajación t* se define como el medio tiempo para el retorno al equilibrio, es decir, como el tiempo requerido para que xo disminuya en Δ x /e = Δ x /2.718. La derivación de t* y las relaciones resaltadas en amarillo se pueden encontrar en la mayoría de los libros de texto de cinética estándar. Los saltos de temperatura son probablemente los más utilizados. Se pueden lograr de varias maneras:

Este es el método que Manfred Eigen fue pionero cuando, a principios de la década de 1960, midió la constante de velocidad de lo que entonces fue la reacción más rápida jamás observada:

H ⁺ + OH ^— → H ₂ O k = 1.3 × 10 ¹¹ M ^—1 seg ^—1

Aquí se puede ver una descripción detallada de la cinética de este proceso. Eigen compartió el Premio Nobel de Química de 1967 con Porter y Norrish, quienes desarrollaron fotólisis flash. La conferencia Nobel de Eigen, en consonancia con su legendario sentido del humor, se tituló “reacciones inconmensurablemente rápidas”. Su trabajo posterior se ha centrado en los sistemas autoorganizativos y el origen de la vida, la genética molecular y la neurología.

• Descarga eléctrica de alto voltaje: Un condensador, cargado a 5-10 kV, se descarga a través de una solución a la que se le ha agregado un electrolito para proporcionar una trayectoria conductora.
• Irradiación láser: La muestra se irradia con un láser cuya longitud de onda corresponde a un pico de absorción en la muestra. Los láseres infrarrojos se utilizan a menudo para este propósito.
• mezcla de dos soluciones preequilibradas: Dos soluciones, por lo demás idénticas pero a diferentes temperaturas, se mezclan rápidamente en un aparato del tipo de flujo detenido. Si bien este método no es tan rápido, tiene la ventaja de permitir saltos en T tanto negativos como positivos. El dispositivo que se muestra aquí utiliza muestras de 0.1-mL y proporciona saltos de hasta ±40 C° en unos pocos microsegundos. Los tiempos de observación, sin embargo, están limitados a 1-2 milisegundos debido a la disipación térmica.

Saltos de presión

Según el principio de Le Chatelier, un cambio en la presión aplicada desplazará el estado de equilibrio de cualquier reacción que implique un cambio en el volumen de un sistema. Aparte de los ejemplos obvios asociados con cambios en el número de moles de gases, hay muchos más casos sutiles que involucran la formación de complejos, conchas de hidratación y adsorción superficial, y cambios de fase. Un área de considerable interés es el estudio del plegamiento proteico, el cual tiene implicaciones en enfermedades como el Parkinson y el Alzheimer.

El salto de presión se aplica a la celda a través de una membrana flexible que se activa mediante un suministro de gas a alta presión, o a través de un cristal piezoeléctrico accionado eléctricamente. Este último método se emplea en el dispositivo que se muestra aquí, que puede producir saltos P de alrededor de 1 GPa en intervalos de tiempo de submilisegundos.

Más sobre Saltos P: esta revisión de 1999 cubre muchas aplicaciones no bioquímicas. Consulte también este artículo sobre plegamiento y agregación de proteínas.

Tubos de choque: salto extremo

Cuando un cambio en la presión se propaga a través de un gas a una velocidad mayor que las compresiones ordinarias y rarefacciones asociadas con el recorrido del sonido, se forma un frente móvil (una onda de choque) de muy alta presión. Esto a su vez genera un aumento casi instantáneo de la temperatura que puede acercarse a varios miles de grados de magnitud.

Un tubo de choque es un aparato en el que se pueden generar ondas de choque y utilizarse para estudiar la cinética de reacciones en fase gaseosa que de otra manera son inaccesibles a las mediciones cinéticas. Dado que todas las moléculas tienden a disociarse a altas temperaturas, los tubos de choque son ampliamente utilizados para estudiar los procesos de disociación y la química de los fragmentos resultantes. Por ejemplo, la descomposición inducida por choque del subóxido de carbono proporciona un medio eficiente para investigar las reacciones de los átomos de carbono:

\[C_3O_2 → C + CO\]

Las técnicas de tubos de choque también son útiles para estudiar las reacciones de combustión, incluidas las que proceden explosivamente.

El tubo de choque en sí consta de dos secciones separadas por un diafragma rompible de metal o plástico. Una sección se llena con un gas “conductor” a una presión muy alta, comúnmente helio, pero a menudo mezclado con otros gases inertes para ajustar las propiedades del choque. La otra sección más larga del tubo contiene el gas “impulsado” —los reactivos— a baja presión, generalmente inferior a 1 atmósfera.

La reacción se inicia haciendo que el diafragma se rompa, ya sea por medio de un émbolo mecánico o elevando la presión más allá de su punto de estallido. La cinética de la reacción se controla por medio de un dispositivo de absorción u otro dispositivo de monitoreo óptico que se posiciona en una ubicación a lo largo del tubo de reacción que sea apropiada para el transcurso del tiempo de la reacción.