Рівняння Арреніуса

Рівняння Арреніуса встановлює залежність константи швидкості хімічної реакції $~k$ від температури $~T$.

Згідно з простою моделлю зіткнень хімічна реакція між двома вихідними речовинами може проходити тільки в результаті зіткнення молекул цих речовин. Але не кожне зіткнення призводить до хімічної реакції. Необхідно подолати певний енергетичний бар'єр, щоб молекули почали реагувати одна з одною. Тобто молекули повинні володіти певною мінімальною енергією (енергією активації $~E_{A}$), щоб подолати цей бар'єр. З розподілу Больцмана для кінетичної енергії відомо, що число молекул, які мають енергію $~E>E_{A}$, пропорційно $~\exp {\left(-{\frac {E_{A}}{RT}}\right)}$. В результаті швидкість хімічної реакції описується рівнянням, яке було отримане шведським хіміком Сванте Арреніусом емпіричним шляхом:

$~k=A\exp {\left(-{\frac {E_{A}}{RT}}\right)}$

де $~A$ характеризує частоту зіткнень реагуючих молекул, $~R$ — універсальна газова стала.

Строго кажучи, $~A$ залежить від температури, але ця залежність достатньо повільна:

$A=a\cdot {\sqrt {T}}$

Оцінки цього параметру показують, що зміна температури в діапазоні від 200 °C до 300 °C приводить до зміни частоти зіткнень $A$ на 10 %.

Рівняння Арреніуса стало одним з основних рівнянь хімічної кінетики, а енергія активації — важливою реакційною характреристикою реакційної здатності речовин.

Див. також

• Активаційний закон дифузії
• Енергія активації
• Правило Вант-Гоффа