Definitie
De wet van Arrhenius is een wet die de kinetiek van een chemische reactie beschrijft als functie van de temperatuur. De wet werd in 1889 geformuleerd door Svante August Arrhenius. Deze wet is echter een empirische wet, hoewel hij al vele malen experimenteel is geverifieerd.
Verklaring
k, zijnde de snelheidscoëfficiënt
T, de temperatuur in graden Kelvin (K)
R, de universele constante voor perfecte gassen (d.w.z. 8,314 J.mol-1.K-1)
Ea, de activeringsenergie in joules per mol (J.mol-1)
Deze wet kan als volgt worden vereenvoudigd als de activeringsenergie niet afhankelijk is van de temperatuur.
Interpretatie
Deze wet leidt tot de volgende conclusies:
Hoe hoger de temperatuur, hoe groter de kinetiek van een reactie. Over het algemeen kan een verhoging van 10 K (of 10°C, wat in dit geval gelijkwaardig is) de reactiekinetiek met 2 of 3 vermenigvuldigen.
Hoe lager de activeringsenergie van een chemische reactie, hoe sneller de reactiekinetiek.
Bij absoluut 0 is de kinetiek van de reactie nul en vindt er geen reactie plaats.