Definition
Arrhenius' lov er en lov, der beskriver kinetikken af en kemisk reaktion som en funktion af temperaturen. Den blev formuleret af Svante August Arrhenius i 1889. Loven er imidlertid en empirisk lov, selv om den er blevet verificeret eksperimentelt ved mange lejligheder.
Erklæring
k, som er hastighedskoefficienten
T, temperaturen i grader Kelvin (K)
R, den universelle konstant for perfekte gasser (dvs. 8,314 J.mol-1.K-1)
Ea, aktiveringsenergien i joule pr. mol (J.mol-1)
Denne lov kan forenkles som følger, når aktiveringsenergien ikke afhænger af temperaturen.
Fortolkning
Følgende punkter kan udledes af denne lov:
Jo højere temperatur, jo højere kinetik for en reaktion. Dette udvikler sig endog eksponentielt, generelt set kan en stigning på 10 K (eller 10 °C, hvilket svarer til dette præcise tilfælde) multiplicere reaktionens kinetik med 2 eller 3
Jo lavere aktiveringsenergien for en kemisk reaktion er, jo hurtigere er reaktionskinetikken
Ved absolut 0 er reaktionens kinetik nul, og den forekommer ikke.