Рівняння Арреніуса: відмінності між версіями

'''Рівняння Арреніуса''' встановлює залежність константи швидкості [[Хімічна реакція|хімічної реакції]] <math>~k</math> від [[Температура|температури]] <math>~T</math>.

Згідно з простою моделлю зіткнень хімічна реакція між двома вихідними речовинами може проходити тільки в результаті зіткнення [[молекула|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 <math>~E_A</math>), щоб подолати цей бар'єр. З [[Розподіл Больцмана|розподілу Больцмана]] для кінетичної енергії відомо, що число молекул, які мають енергію <math>~E>E_A</math>, пропорційно <math>~\exp{ \left( -\frac{E_A}{RT} \right)}</math>. В результаті швидкість хімічної реакції описується рівнянням, яке було отримане шведським хіміком [[Сванте Август Арреніус|Сванте Арреніусом]] емпіричним шляхом:

 

 

 

Строго кажучи, <math>~A</math> залежить від температури, але ця залежність достатньо повільна:

:: <math>A=a\cdot\sqrt{T}</math>

 

 

Рівняння Арреніуса стало одним з основних рівнянь [[Хімічна кінетика|хімічної кінетики]], а [[енергія активації]]&nbsp;— важлива характеристикою реакційної здатності речовин.

 

 

 

== Див. також ==

== Література ==

{{Chem-stub}}