Уравнение Аррениуса

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Уравнение Аррениуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции $k$ от температуры $T$ .

Согласно простой модели столкновений химическая реакция между двумя исходными веществами может происходить только в результате столкновения молекул этих веществ. Но не каждое столкновение ведёт к химической реакции. Необходимо преодолеть определённый энергетический барьер, чтобы молекулы начали друг с другом реагировать. Т. е. молекулы должны обладать некой минимальной энергией (энергия активации $E A$ ), чтобы этот барьер преодолеть. Из распределения Больцмана для кинетической энергии молекул известно, что число молекул, обладающих энергией $E > E A$ , пропорционально $e^\frac{-E_A}{R\cdot T}$ . В результате скорость химической реакции представляется уравнением, которое было получено шведским химиком Сванте Аррениусом эмпирическим путём:

$k=A\cdot e^\frac{-E_A}{R\cdot T}$ .

Здесь $A$ представляет частоту столкновений реагирующих молекул, R – универсальная газовая константа (R = 8,314 J/(K·mol)). Строго говоря, частота столкновений $A$ зависит от температуры, но эта зависимость достаточно медленная:

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

Оценки этого параметра показывают, что изменение температуры в диапазоне от 200°C до 300°C приводит к изменению частоты столкновений $A$ на 10%.

Уравнение Аррениуса стало одним из основных уравнений химической кинетики, а энергия активации — важной количественной характеристикой реакционной способности веществ.

Категории: Физическая химия | Физические законы и уравнения

Уравнение Аррениуса

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

Views

Навигация

Участие

Поиск

На других языках