Уравнение Аррениуса

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 EA), чтобы этот барьер преодолеть. Из распределения Больцмана для кинетической энергии молекул известно, что число молекул, обладающих энергией E > EA, 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.

 
Начальная страница  » 
А Б В Г Д Е Ж З И Й К Л М Н О П Р С Т У Ф Х Ц Ч Ш Щ Ы Э Ю Я
A B C D E F G H I J K L M N O P Q R S T U V W X Y Z
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 Home