Definition
Das Arrhenius'sche Gesetz ist ein Gesetz, das die Kinetik einer chemischen Reaktion in Abhängigkeit von der Temperatur beschreibt. Es wurde 1889 von Svante August Arrhenius formuliert. Dieses Gesetz ist jedoch ein empirisches Gesetz, obwohl es mehrfach experimentell verifiziert wurde.
Aussage
k, ist der Geschwindigkeitskoeffizient
T, die Temperatur in Grad Kelvin (K)
R, die perfekte universelle Gaskonstante (d.h. 8.314 J.mol-1.K-1)
Ea, die Aktivierungsenergie in Joule pro Mol (J.mol-1)
Dieses Gesetz kann wie folgt vereinfacht werden, wenn die Aktivierungsenergie nicht von der Temperatur abhängig ist.
Auslegung
Aus diesem Gesetz lassen sich die folgenden Punkte ableiten:
Je höher die Temperatur, desto größer ist die Kinetik einer Reaktion. Diese entwickelt sich sogar exponentiell, allgemein gesprochen kann eine Erhöhung um 10 K (oder 10°C, das ist in diesem Fall äquivalent), die Kinetik der Reaktion um das 2- oder 3-fache erhöhen.
Je niedriger die Aktivierungsenergie einer chemischen Reaktion ist, desto schneller ist die Kinetik der Reaktion.
Bei absolut 0 ist die Kinetik der Reaktion gleich Null und sie findet nicht statt.