Tepkime Hızı Nedir? Ortalama Tepkime Hızı ve Etkileyen Faktörler

Tepkime hızı (İng: "rate of reaction"), bir kimyasal tepkimede birim zamanda tüketilen giren veya oluşan ürün miktarındaki değişimdir.^[1] Bu değişim çoğunlukla molar derişim üzerinden ifade edilmektedir. Derişim mol/L, zaman saniye cinsinden alındığında hızın birimi mol/L/s olmaktadır.^[3] Örneğin bir hidrojen peroksit çözeltisinde derişim saatler içinde azalmaktadır ve bu azalmanın zaman aralığına oranı tepkimenin hızını vermektedir.^[1] Üstelik hız tepkime boyunca sabit kalmak zorunda olmadığından, hızın değiştiği bir aralığın başındaki ve sonundaki derişimlerden hesaplanan değere ortalama tepkime hızı (İng: "average rate") adı verilmektedir.^[1]

Bir katının yüzeyi veya bir maddenin miktarı arttıkça tepkimenin hızlanıp hızlanmadığı sorulabilir. Bu iki sorunun yanıtı aynı değildir. Örneğin bir katının parçalanıp yüzeyinin büyümesi hızı artırabilir.^[2] Oysa madde miktarı ile derişim farklı niceliklerdir ve bir enzim tepkimesinde substrat eklemek, belirli bir noktadan sonra hızı kayda değer biçimde değiştirmemektedir.^{[7], [10]} Bu yazıda biz önce hızın nasıl ölçülüp hesaplandığını, ardından taneciklerin hangi şartlarla ürüne dönüştüğünü, en sonda da hızı değiştiren koşulları tek tek ele alacağız.

Kimyasal Tepkimelerde Hız Nedir ve Zamanla Nasıl Değişir?

Bir tepkimenin hızını bulmak için girenlerden veya ürünlerden birinin miktarı zaman içinde izlenmektedir. Hangi özelliğin ölçüleceği ise tepkimede yer alan maddelere bağlıdır.^[1] Gaz tüketen veya gaz üreten tepkimelerin hızı, gazın hacmindeki veya basıncındaki değişim ölçülerek kolayca belirlenebilir.^[1] Renkli maddelerin yer aldığı tepkimeler ışık soğurmasıyla izlenebilirken,^[1] sulu çözeltideki elektrolitleri içeren tepkimelerde ise çözeltinin iletkenliğindeki değişim ölçülmektedir.^[1]

Ölçülen derişimlerden hız hesaplamak için iki farklı andaki değerler alınmakta, son derişimden ilk derişim çıkarılarak bulunan fark da iki an arasında geçen süreye bölünmektedir.^[1] Hidrojen peroksidin (H₂O₂) bozunması için işlem şu biçimde yazılmaktadır:^[1]

Formülde köşeli parantezler molar derişimi, simgesi değişimi, ise zaman aralığını göstermektedir.^[1]

Formülün başındaki eksi işareti ilk bakışta gereksiz görünebilir. Ancak tepkime ilerledikçe girenin derişimi azaldığı için negatif bir sayıdır.^[1] Tepkime hızları ise geleneksel olarak pozitif değerlerle verildiği için girenin derişim değişimi −1 ile çarpılırken ürünlerde böyle bir düzeltmeye gerek kalmamaktadır.^[1] Çünkü ürünün derişimi zamanla artmakta ve değişim zaten pozitif çıkmaktadır.^[1]

Bu hesabı gerçek veriler üzerinde görmek için, sıcaklığın 40 °C'de sabit tutulduğu ve hidrojen peroksit derişiminin bir gün boyunca her 6 saatte bir ölçüldüğü bir deneyi kullanacağız.^[1]

Çözümlü örnek 1: İlk 6 saatteki ortalama hız kaçtır?

Verilenler: Deneyin ilk 6 saati. Başlangıçta, yani anında derişim , anında ise olarak ölçülmüştür.^[1]

İstenen: İlk 6 saatteki ortalama tüketilme hızı.

1. adım: Son derişimden ilk derişim çıkarılarak derişim farkı bulunmaktadır:^[1]

2. adım: Hız birim zamandaki değişim olduğu için bu fark 6,00 saatlik aralığa bölünmektedir (h saati göstermektedir):^[1]

3. adım: Hız pozitif bir sayı olarak verildiği için işaret değiştirilmektedir:^[1]

Sonuç: İlk 6 saatteki ortalama tüketilme hızı bulunmaktadır. Bu birim, bir litrede bir saatte değişen mol miktarını göstermektedir.^[1]

Aynı deneyin son 6 saati, tepkimenin zaman geçtikçe sürekli yavaşladığını ortaya koymaktadır, çünkü bu aralıkta anında olan derişim, anında 'ye inmiştir.^[1] Aynı üç adım uygulandığında fark −0,0625 mol/L, aralık yine 6,00 saat ve ortalama hız 0,010 mol L⁻¹ h⁻¹ çıkmaktadır.^[1] Dolayısıyla eşit uzunluktaki iki aralıktan sonuncusunda hız, ilkinin yaklaşık sekizde birine düşmüştür.

Elbette ortalama hız, aralığın içinde hızın nasıl değiştiğini göstermemektedir. Belirli bir anda tepkimenin ilerleme hızına anlık hız (İng: "instantaneous rate") denmekte,^[1] tepkimenin başladığı sıfır anındaki anlık hız ise başlangıç hızı (İng: "initial rate") olarak adlandırılmaktadır.^[1] Anlık hız, derişimin zamanla değişimini gösteren grafikten okunmaktadır. Grafikte ilgili ana karşılık gelen noktada eğriye bir teğet çizilmekte ve bu teğetin eğimi bulunmaktadır.^[1] Azalan bir derişim eğrisinde eğim negatif olduğu için tüketilme hızı, eğimin negatifi alınarak pozitif bir sayı olarak elde edilmektedir.^[1]

Öte yandan bir tepkimedeki bütün maddelerin derişimi aynı hızla değişmemektedir. Sabit hacimde izlenen gibi bir tepkimede A'nın tüketilme hızı ile B'nin oluşma hızı, denklemdeki ve katsayılarıyla birbirine bağlıdır.^[1] Tepkimenin ortak hızı bu nedenle şu biçimde yazılmaktadır:^[1]

Her maddenin değişim hızı kendi katsayısına bölündüğünde, hangi maddeye bakılırsa bakılsın aynı değeri elde edilmektedir.^[1]

Çözümlü örnek 2: Oksijenin oluşma hızı kaçtır?

Verilenler: tepkimesinde anında ölçülen hidrojen peroksit tüketilme hızı .^[1]

İstenen: Aynı andaki oksijen oluşma hızı, yani .

1. adım: Katsayılar okunarak H₂O₂'nin katsayısının 2, O₂'ninkinin ise 1 olduğu görülmekte ve iki madde aynı ortak hıza bağlanmaktadır:^[1]

2. adım: Ölçülen tüketilme hızı bu eşitlikte yerine konulduğunda oksijenin oluşma hızı bulunmaktadır:^[1]

Sonuç: Oksijenin oluşma hızı bulunmaktadır.^[1] Katsayılar hesaba katılmazsa iki hız yanlışlıkla birbirine eşit sanılabilir, oysa bozunan her iki H₂O₂ molekülüne karşılık sadece bir O₂ molekülü oluşmaktadır.^[1]

https://www.flickr.com/photos/eigenadam/, CC BY-SA 2.0

Çarpışma Kuramı, Aktivasyon Enerjisi ve Hız Yasaları

Hız yasası (İng: "rate law"), bir tepkimenin hızı ile girenlerin derişimleri arasındaki ilişkiyi anlatan matematiksel ifadedir.^[3] Girenleri A ve B olan tepkimesi için genel biçim şu şekilde yazılmaktadır:^[3]

Buradaki , hız sabitidir (İng: "rate constant"). Hız sabiti girenlerin derişiminden bağımsızdır, fakat sıcaklıkla değişmektedir.^[3] Dolayısıyla hız ile hız sabiti aynı nicelik değildir ve hidrojen peroksit deneyinde derişim azaldıkça hız düşerken , sıcaklık sabit kaldığı sürece aynı kalmaktadır.^{[1], [3]}

Formüldeki ve üsleri tepkime dereceleridir (İng: "reaction order"). Bu üsler kesirli, negatif veya sıfır olabilir ve ile birlikte deneysel olarak belirlenmeleri gerekmektedir.^[3] Üstelik hız yasaları denklemdeki katsayılardan güvenilir biçimde tahmin edilememektedir.^[3] Örneğin NO₂(g) + CO(g) → NO(g) + CO₂(g) tepkimesinde iki girenin katsayısı da 1 olduğu halde tepkime 100 °C'de NO₂'ye göre ikinci, CO'ya göre sıfırıncı derecedendir.^[3] Hız yasası biçimini almakta ve CO derişimi bu koşullarda hız ifadesine hiç girmemektedir.^[3]

Tepkime derecelerini bulmanın bir yolu başlangıç hızları yöntemidir (İng: "method of initial rates"). Bu yöntemde aynı tepkime farklı başlangıç derişimleriyle birkaç kez yürütülüp her denemenin başlangıç hızı ölçülmekte,^[3] ardından ölçülen hızlar karşılaştırılarak önce tepkime dereceleri, sonra hız sabiti bulunmaktadır.^[3]

Çözümlü örnek 3: Ozonla azot monoksit tepkimesinin hız sabiti kaçtır?

Verilenler: 25 °C'de yürütülen tepkimesine ait iki deneme. Burada NO azot monoksiti, O₃ ise ozonu göstermektedir. İki denemede de NO derişimi iken ozon derişimi birinci denemede , ikinci denemede 'dir. NO₂'nin oluşma hızı ise sırasıyla ve olarak ölçülmüştür.^[3]

İstenen: Ozona göre tepkime derecesi, hız yasası ve hız sabiti.

1. adım: Ozon derişiminin ve hızın kaç kat değiştiğini görmek için iki deneme oranlanmaktadır. Üstteki oran ozon derişimine, alttaki oran hıza aittir:^[3]

2. adım: Ozon derişimi 2 katına çıkarken hız da 2 katına çıktığı için bu oran bir üsse çevrilmekte ve tepkimenin ozona göre birinci dereceden olduğu görülmektedir:^[3]

3. adım: Bu iki denemede NO derişimi değişmediği için NO'ya göre derece buradan okunamamaktadır. NO derişiminin değiştiği diğer denemeler tepkimenin NO'ya göre de birinci dereceden olduğunu gösterdiği için hız yasası şu biçimde yazılmaktadır:^[3]

4. adım: Birinci denemenin değerleri bu yasaya yerleştirilerek çözülmektedir:^[3]

Sonuç: Hız yasası olup hız sabiti bulunmaktadır.^[3] Bu örnekte 'nın birimi hızın biriminden farklıdır. Çünkü 'nın birimi, hız yasasına yerleştirildiğinde hız için doğru birimi verecek şekilde toplam tepkime derecesine göre değişmektedir.^[3] Toplam derecesi 2 olan bu tepkimede iki derişimin çarpımı paydada oluşturduğu için 'nın birimi olmaktadır.^[3]

Hız denkleminin deneysel verilerden adım adım nasıl kurulduğu, tepkime mertebesinin derişimin zamanla değişimini gösteren grafiklerden nasıl okunduğu ve çok basamaklı tepkimelerde en yavaş basamağın toplam hızı nasıl sınırladığı tepkime hız denklemi ve tepkime mertebesi yazımızda ayrıntılı olarak ele alınmaktadır.

Hız yasası derişim ile hız arasındaki bağıntıyı vermektedir, fakat taneciklerin nasıl tepkimeye girdiğini çarpışma kuramı açıklamaktadır. Kurama göre tanecikler, üründe birbirine bağlanacak atomların temas etmesine izin veren uygun bir yönelimle çarpışmalıdır.^[4] Yine de uygun yönelim tek başına yeterli değildir, çünkü çarpışmanın ürün oluşumunu sağlayacak kadar enerji de taşıması gerekmektedir.^[4] İki şart birlikte sağlandığında tanecikler, aktifleşmiş kompleks (İng: "activated complex") veya geçiş durumu (İng: "transition state") adı verilen kararsız bir yapı oluşturmaktadır.^[4]

Bir çarpışmada ürün oluşturmak için gereken en düşük enerji aktivasyon enerjisidir (İng: "activation energy") ve ile gösterilmektedir.^[4] Tepkimenin enerji profilinde girenler ile geçiş durumu arasındaki enerji farkına karşılık gelirken,^[4] aynı grafikte tepkimenin entalpi değişimi olan girenler ile ürünlerin enerji düzeyleri arasındaki farktan okunmaktadır.^[4] Yani iki nicelik grafiğin farklı yerlerinden okunmaktadır ve birbirine karıştırılmamalıdır. tepkimenin aşması gereken engelin yüksekliğini, ise başlangıç ile bitiş arasındaki enerji farkını göstermektedir.^[4]

Sıcaklığın etkisini anlamak için kinetik molekül kuramına başvurmak gerekmektedir. Bu kurama göre sıcaklık, maddeyi oluşturan atom veya moleküllerin ortalama kinetik enerjisinin bir ölçüsüdür ve ortalama bir değer olduğu için bazı moleküller bundan fazla, bazıları da az enerji taşımaktadır.^[4] İşte sıcaklık arttığında aktivasyon engelini aşabilecek enerjiye sahip moleküllerin oranı büyüdüğü için hız sabiti ve tepkime hızı da artmaktadır.^[4]

Birçok tepkimede aktivasyon enerjisi ile hız sabiti arasındaki ilişki Arrhenius denklemiyle ifade edilmektedir. Denklem şu biçimdedir:^[4]

Burada değeri 8,314 J/mol/K olan ideal gaz sabiti, Kelvin cinsinden sıcaklık, ise mol başına joule cinsinden aktivasyon enerjisidir.^[4] frekans faktörüdür (İng: "frequency factor") ve koşulların uygun yönelimli çarpışmaları ne kadar desteklediğini yansıtmaktadır.^[4] Uygun yönelimli çarpışma olasılığı arttıkça büyümekte ve tepkime hızlanmaktadır.^[4] Sözle okunduğunda denklem iki eğilim içermektedir. büyüdükçe küçülmekte, yükseldikçe ise büyümektedir.^[4]

Richard Bergh, Kamu malı

Çözümlü örnek 4: Hidrojen iyodürün bozunmasında aktivasyon enerjisi kaçtır?

Verilenler: tepkimesi için iki sıcaklıkta ölçülmüş hız sabitleri. Hız sabiti 555 K'de , 781 K'de ise 'dir.^[4]

İstenen: Aktivasyon enerjisi, yani .

1. adım: Arrhenius denkleminin doğal logaritması alındığında bir doğru denklemi elde edilmekte ve değerleri değerlerine karşı çizildiğinde doğrunun eğimi olmaktadır:^[4]

2. adım: Eğimi bulmak için iki sıcaklıktaki veriler ve değerlerine dönüştürülmektedir:

3. adım: Eğim , iki nokta arasındaki farkının farkına bölünmesiyle hesaplanmaktadır:^[4]

4. adım: Eğim değerine eşit olduğu için bağıntısı kullanılmaktadır:^[4]

Sonuç: Aktivasyon enerjisi , yani yaklaşık 185 kJ/mol bulunmaktadır. Eğim önce değerine yuvarlandığında sonuç yaklaşık 180 kJ/mol çıkmaktadır. Aradaki fark sadece yuvarlamadan kaynaklanmaktadır.^[4] Hesapta sıcaklığın Celsius cinsinden kullanılması sonucu tamamen bozabilir. Çünkü denklemdeki , Kelvin ölçeğindeki sıcaklıktır.^[4]

Tepkime Hızına Etki Eden Faktörler Nasıl Sorgulanır?

Tepkime hızını etkileyen başlıca etkenler girenlerin kimyasal niteliği, parçalanma derecesi, sıcaklık, derişim ve katalizörün varlığıdır.^[2] Bir etkenin payını görmenin yolu, diğerlerini sabit tutup sadece bu etkeni değiştirmektir. Harcourt ve Esson 1866'da yayımladıkları çalışmada, kimyasal değişim ile tepkime koşulları arasındaki ilişkiyi nicel olarak belirlemeyi amaçlamıştır.^[9] Araştırmacılar bir deney dizisinde sülfürik asidin miktarını değiştirmiş, tepkimenin diğer koşullarını ise sabit tutmuştur.^[9] Çalışmanın kuramsal ekindeki basit model de sabit sıcaklık ve sabit miktarda diğer maddeler varsayımıyla kurulmuş,^[9] bu koşullarda değişimin hızı değişime uğrayan maddenin miktarıyla doğru orantılı olarak ifade edilmiştir.^[9]

Bu yöntemle karşılaştırılabilecek ilk etken maddenin kendisidir. Benzer görünen tepkimeler aynı koşullarda çok farklı hızlarla ilerleyebilir,^[2] nitekim kalsiyum suyla orta bir hızda tepkimeye girerken sodyumun suyla tepkimesi neredeyse patlayıcı bir hıza ulaşmaktadır.^[2] Bu karşılaştırmada değişen tek şey girenin kendisidir. Bu sebeple hızdaki farkı koşullara değil, girenlerin kimyasal niteliğine bağlamak gerekmektedir.^[2]

Temas Yüzeyi ve Parçacık Boyutu Artışı

Girenler farklı fiziksel hallerde, yani farklı fazlarda bulunduğunda tepkime sadece fazların birbirine değdiği arayüzde gerçekleşmektedir.^[2] Katı, sıvı, gaz ve çözünmüş haller bu fazların örnekleridir.^[2] Bir demir parçası asidin içine bırakıldığında asit sadece parçanın dış yüzeyindeki demire ulaşabilir, parçanın iç kısmı ise asitle temas edemediği için çarpışmalara da katılamamaktadır.^[2]

Aynı katı küçük parçacıklara bölündüğünde içeride kalan maddenin bir kısmı yüzeye çıkar ve küçük parçacıklar, diğer fazla temas eden yüzeyi büyüttükleri için büyük parçacıklardan daha hızlı tepkimeye girmektedir.^[2] Nitekim iri demir parçaları asitlerle ince demir tozundan daha yavaş tepkimeye girmektedir.^[2] Benzer şekilde parçacık boyutunun küçülmesi yanmayı da hızlandırabilir. Büyük odun parçaları için için yanarken küçük parçalar hızla, talaş ise patlayıcı biçimde yanabilmektedir.^[2]

Katının yüzeyi arttıkça tepkime hızının artması bu yüzden bir şarta bağlıdır ve yüzey etkisi, girenlerin farklı fazlarda bulunduğu katı-sıvı veya katı-gaz tepkimelerinde geçerlidir.^[2] Bütün girenlerin aynı çözeltide veya aynı gaz karışımında bulunduğu bir tepkimede ise ayrı bir faz arayüzü bulunmamaktadır.^[2]

Derişim, Gaz Basıncı ve Sıcaklık Değişimi

Bir girenin derişimi arttığında birim hacimde daha fazla molekül bulunduğu için moleküller arasındaki çarpışma olasılığı yükselmekte,^[4] derişimin hız üzerindeki yaygın etkisi de bu şekilde açıklanmaktadır.^[4] Doğadaki bir örnek kireçtaşının aşınmasıdır. Kükürt dioksit derişiminin yüksek olduğu kirli havada kalsiyum karbonat, daha az kirli havaya göre daha hızlı bozunmaktadır.^[2] Dahası hava kirleticilerinin derişimi arttıkça kireçtaşının bozulması da hızlanmaktadır.^[2] Gazlarda basınç da derişimle aynı yoldan etki etmektedir. Basınç artışı gaz taneciklerini birbirine yaklaştırarak etkin derişimi yükseltmekte,^[6] bunun sonucunda tanecikler daha sık çarpıştığı için tepkime hızlanmaktadır.^[6]

Arrhenius denklemindeki sıcaklık bağımlılığı günlük hayatta da kendini göstermekte, buzdolabının içindeki düşük sıcaklık gıdanın bozulmasını yavaşlattığı için aynı yiyecek buzdolabında günlerce taze kalabilmektedir.^[2] Ayrıca birçok kimyasal süreçte sıcaklığın 10 °C artırılması tepkime hızını yaklaşık ikiye katlamaktadır.^[2] Bu ilişki her tepkime için kesin bir yasa olarak görülmemelidir, birçok süreç için geçerli yaklaşık bir davranıştır.^[2] Bu yaklaşıma göre 20 °C'lik bir artış hızı kabaca dört katına çıkarabilir, çünkü hız iki kez ikiye katlanmaktadır.^[2]

USDAgov, Kamu malı

Katalizörler ve Enzimlerde Substrat Miktarı İlişkisi

Katalizör (İng: "catalyst"), tepkimede net olarak tüketilmeden tepkime hızını artırabilen maddedir.^[5] Katalizör bu etkiyi, daha düşük aktivasyon enerjisine sahip alternatif bir tepkime mekanizması sağlayarak göstermektedir.^[5] Katalizörlü ve katalizörsüz enerji profilleri aynı toplam tepkimeye ait olduğu için iki eğri aynı enerji düzeyinde başlamakta ve aynı düzeyde bitmektedir.^[5] Değişen tek şey tepkimenin izlediği yoldur.^[5]

İki enerji profili karşılaştırıldığında bu fark sayılarla görülebilir. Girenlerin 6 kJ düzeyinde bulunduğu iki profilden (a) eğrisinin tepe noktası 32 kJ, (b) eğrisininki ise 20 kJ düzeyindedir.^[5] Buna göre (a) için , (b) için olmaktadır.^[5] Aktivasyon enerjisi daha düşük olan (b), katalizörlü yolu göstermektedir.^[5]

Homojen katalizör girenlerle aynı fazda bulunmaktadır.^[5] Böyle bir katalizör bir girenle etkileşerek bir ara madde oluşturmakta, bu ara madde de bir veya birkaç basamakta bozunarak veya başka bir girenle tepkimeye girerek katalizörü yeniden üretmektedir.^[5] Ozonun azot monoksitle katalizlenen parçalanması buna bir örnektir. NO mekanizmanın ilk basamağında giren, son basamağında ise ürün olduğu için,^[5] tepkimeye katıldığı halde net olarak tüketilmemektedir.^[5] Heterojen katalizör ise girenlerden farklı bir fazda, çoğunlukla katı halde bulunur ve genellikle tepkimenin gerçekleşebileceği aktif bir yüzey sağlamaktadır.^[5] Örneğin nikel, çoklu doymamış yağların hidrojenlenerek doymuş yağlara dönüştürülmesinde kullanılan bir heterojen katalizördür.^[5] Heterojen katalizin tipik aşamaları sırasıyla şunlardır:

• Adsorpsiyon aşamasında girenler katalizörün yüzeyine tutunmaktadır.^[5]
• Etkinleşme aşamasında yüzeye tutunmuş girenler etkinleşmektedir.^[5]
• Tepkime aşamasında etkinleşen girenler yüzey üzerinde tepkimeye girmektedir.^[5]
• Desorpsiyon aşamasında oluşan ürünler katalizörün yüzeyinden ayrılmaktadır.^[5]

Substrat Miktarı Artışı, Enzim Doygunluğu ve Çevresel Sınırlar

Enzimler de katalizör olarak davranan moleküllerdir.^[5] Enzim molekülünün aktif bölge (İng: "active site") adı verilen kısmı, belirli bir substrata bağlanmasına izin veren bir şekle sahiptir.^[5] Substrat, enzimin etki ettiği giren molekülüdür.^[5] Aktif bölge substrata bağlandığında tepkime ara maddesi olarak enzim-substrat kompleksi oluşmaktadır.^[5]

OpenStax College, CC BY 3.0

Enzim miktarı sabit tutulup substrat derişimi artırıldığında tepkime hızı önce artmaktadır.^[7] Ne var ki bu artış sınırsız değildir ve belirli bir sınır hıza ulaşıldıktan sonra substrat eklemek hızda önemli bir değişim oluşturmamaktadır.^[7] Bu noktada aktif bölgelerin hemen hemen tamamı substratla doludur ve enzim doygunluğa ulaşmıştır.^[7] Bu nedenle fazladan eklenen substrat molekülleri, bağlı substrat tepkimeye girip enzimden ayrılana kadar tepkimeye girememektedir.^[7]

Bu nedenle substrat miktarının hız üzerindeki etkisi enzimin doygunluğa ne kadar yakın olduğuna bağlıdır ve doygun bir sistemde hızı sınırlayan, eklenen substrattan çok enzimin kendisidir.^[7] Gerçekten de enzim derişimi substrat derişiminden belirgin biçimde düşük olduğunda, tepkimenin hızı doğrudan enzim derişimine bağlıdır.^[7]

Enzimler, sıcaklık etkisinin de bir sınırı olduğunu göstermektedir. Düşük sıcaklıklarda sıcaklık artışı enzimle katalizlenen tepkimenin hızını artırırken,^[7] daha yüksek sıcaklıklarda enzim proteini denatüre olmakta (yapısı bozulmakta) ve tepkime hızı çarpıcı biçimde düşmektedir.^[7] Bu yüzden sıcaklık 10 °C arttığında hızın yaklaşık ikiye katlanması, enzimlerde sadece düşük sıcaklık bölgesinde beklenebilir.^{[2], [7]} Enzimlerde ise yüksek sıcaklıklarda protein denatüre olduğu için hız çarpıcı biçimde düşer.^[7] Ayrıca her enzimin en yüksek etkinliği gösterdiği bir optimum pH aralığı vardır.^[7]

Tepkime Hızı Hakkında Yaygın Yanılgılar ve Ölçüm Zamanlaması

Tepkime hızı konusunda karıştırılan kavramlardan biri madde miktarı ile derişimdir. Molar derişim, çözünenin mol miktarının çözeltinin litre cinsinden hacmine oranıdır ve şu formülle yazılmaktadır:^[10]

Dolayısıyla toplam madde miktarı ile derişim farklı niceliklerdir.^[10] Örneğin bir çözeltiye çözücü eklenerek seyreltme yapıldığında çözünenin miktarı değişmemektedir, fakat derişimi düşmektedir.^[10] Hız yasası derişime bağlı olduğundan, bir maddenin miktarını artırmak derişimini artırmıyorsa hızı da artırmayabilir.^{[3], [10]}

Tanecikler arasındaki her çarpışmanın tepkimeyle sonuçlandığını düşünmek yaygın bir yanılgıdır.^[8] Derişim arttıkça çarpışma sayısı arttığı için hız da artmaktadır.^[4] Aslında çarpışma kuramına göre bir çarpışmanın ürün vermesi için uygun yönelim ve yeterli enerji birlikte gerekmektedir.^[4] Ancak bu çarpışmaların sadece iki şartı da sağlayan kısmı ürüne dönüşmektedir.^[4] Hız artışının tek başına daha fazla ürün anlamına geldiğini sanmak da sık rastlanan bir yanılgıdır,^[8] çünkü hız ürünün ne kadar çabuk oluştuğunu anlatmaktadır. Katalizör bu ayrımı açıkça ortaya koymaktadır. Katalizör ileri ve geri tepkimeleri birlikte hızlandırmakta, bu sayede dengeye daha çabuk ulaşılmaktadır.^[11] Bununla birlikte denge sabiti değişmemektedir.^[11]

Bazı uygulamalarda tepkimenin ne ürettiği kadar ne zaman tamamlandığı da önemlidir. İdrar için kullanılan tipik bir glikoz test şeridinde renk oluşturan tepkimelerin tamamlanması yaklaşık 30 saniye gerektirmektedir.^[1] Renk bu süreden önce okunursa glikoz derişimi olduğundan düşük sanılarak yanlış negatif sonuç ortaya çıkabilir,^[1] rengi değerlendirmek için fazla beklemek ise yanlış pozitif sonuca yol açabilir.^[1]

Spicy, CC BY-SA 4.0

Sonuç

Tepkime hızı, bir girenin veya ürünün molar derişiminin birim zamanda ne kadar değiştiğini gösteren niceliktir ve tepkime ilerledikçe değişebilir.^[1] Hızın zaman içindeki seyri bu yüzden ölçülmüş derişimlerden hesaplanmaktadır. Örneğin hidrojen peroksit deneyindeki yavaşlamayı hesaplanan ortalama hızlar ortaya koymuştur.^[1] Hız yasasının üsleri deneyle belirlenmektedir.^[3] Harcourt ve Esson da diğer koşulları sabit tutup tek bir değişkeni değiştirmiştir.^[9]

Öte yandan hız bir tepkimenin sonunda ne kadar ürün oluşacağını söylememektedir, nitekim bir katalizör dengeye ulaşma süresini kısaltsa da denge sabitini değiştirmemektedir.^[11] Buna karşılık hız, bir dönüşümün hangi zaman penceresinde güvenle yakalanabileceğini belirlemektedir. Yağların nikel yüzeyinde hidrojenlenmesinde katalizör, aynı dönüşüme daha düşük enerjili bir yol açmaktadır.^[5] Bize göre konunun önemli bir yüzü ise glikoz test şeridindedir, çünkü şeritteki tepkimeler doğru işlese bile 30 saniyelik pencerenin dışında okunan renk yanıltıcı bir sonuç verebilir.^[1]