Уравнение Аррениуса

Материал из Википедии — свободной энциклопедии
Перейти к: навигация, поиск

Уравне́ние Арре́ниуса устанавливает зависимость константы скорости ~k химической реакции 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. То есть 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 ~\exp{ \left( -\frac{E_A}{RT} \right)}. В результате скорость химической реакции представляется уравнением, которое было получено шведским химиком Сванте Аррениусом из термодинамических соображений:

k = A e^{{-E_a}/{RT}}

Здесь ~A характеризует частоту столкновений реагирующих молекул, ~R — универсальная газовая постоянная.

В рамках теории активных соударений ~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 %.

В рамках теории активированного комплекса получаются другие зависимости ~A от температуры, но во всех случаях более слабые, чем экспонента.

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

Литература[править | править исходный текст]

  • Штиллер В. Уравнение Аррениуса и неравновесная кинетика. — М.: Мир, 2000. — 176 с.

См. также[править | править исходный текст]