Ecuația lui Arrhenius

Ecuația lui Arrhenius este o ecuație ce arată dependența temperaturii de viteza unei reacții chimice, și a fost propusă de către Svante Arrhenius în anul 1889. Această ecuație are ca principale aplicații determinarea vitezei sau ratei de reacție a unei reacții chimice și calcularea energiei de activare. Arrhenius a adus argumente de natură fizică și interpretări ale acestei formule. În mod curent, este privită ca o relație empirică.Format:Rp

Formă matematică

În aproape toate cazurile practice, $E_a>>RT$ și k crește odată cu T.

Din punct de vedere matematic, la temperaturi foarte înalte, la care $E_a<<RT$, k tinde să devină constantă și să aibă limita spre A, dar acest caz nu este aplicabil în condiții practice.

Ecuația lui Arrhenius arată dependența constantei de viteză a unei reacții chimice de temperatura absolută și de alte constante de reacție:

$k=A{e}^{\frac{-E_a}{RT}}$

Unde:

• Format:Mvar este constanta de viteză
• Format:Mvar este temperatura absolută (în kelvin)
• Format:Mvar este un factor pre-exponențial, constant pentru fiecare reacție chimică; conform teoriei ciocnirilor ideale, A este frecvența cu care au loc ciocnirile cu orientare optimă
• Format:Mvar este energia de activare pentru reacția dată (aceleași unități ca R*T)
• Format:Mvar este constanta universală a gazului ideal

Alternativ, ecuația se mai poate scrie și astfel:

$k=A{e}^{\frac{-E_a}{k_{B}T}}$

Where

• Format:Mvar este energia de activare pentru reacția dată (aceleași unități ca k_B*T)
• Format:Mvar este constanta Boltzmann

Vezi și

• Ecuația lui van 't Hoff
• Ecuația Clausius-Clapeyron