Definisjon
Arrhenius' lov er en lov som beskriver kinetikken til en kjemisk reaksjon som en funksjon av temperaturen. Den ble formulert av Svante August Arrhenius i 1889. Denne loven er imidlertid en empirisk lov, selv om den har blitt verifisert eksperimentelt ved mange anledninger.
Erklæring
k, som er hastighetskoeffisienten
T, temperaturen i grader Kelvin (K).
R, den universelle konstanten for perfekte gasser (dvs. 8,314 J.mol-1.K-1).
Ea, aktiveringsenergien i joule per mol (J.mol-1).
Denne loven kan forenkles som følger når aktiveringsenergien ikke avhenger av temperaturen.
Tolkning
Følgende punkter kan konkluderes fra denne loven:
Jo høyere temperatur, jo høyere er kinetikken til en reaksjon. Dette utvikler seg til og med eksponentielt, på en generell måte kan økningen på 10 K (eller 10 ° C, det er ekvivalent i dette nøyaktige tilfellet), multiplisere reaksjonens kinetikk med 2 eller 3.
Jo lavere aktiveringsenergi en kjemisk reaksjon har, desto raskere er reaksjonskinetikken.
Ved absolutt 0 er reaksjonens kinetikk null, og den forekommer ikke.