Tanım
Arrhenius yasası, bir kimyasal reaksiyonun kinetiğini sıcaklığın bir fonksiyonu olarak tanımlayan bir yasadır. Svante August Arrhenius tarafından 1889 yılında formüle edilmiştir. Ancak bu yasa, birçok kez deneysel olarak doğrulanmış olsa da ampirik bir yasadır.
Açıklama
k, hız katsayısı olmak üzere
T, Kelvin (K) derece cinsinden sıcaklık
R, mükemmel gazların evrensel sabiti (yani 8.314 J.mol-1.K-1)
Ea, mol başına joule cinsinden aktivasyon enerjisi (J.mol-1)
Aktivasyon enerjisi sıcaklığa bağlı olmadığında bu yasa aşağıdaki gibi basitleştirilebilir.
Yorumlama
Bu yasadan aşağıdaki hususlar çıkarılabilir:
Sıcaklık ne kadar yüksek olursa, bir reaksiyonun kinetiği de o kadar yüksek olur. Hatta bu üstel olarak gelişir, genel bir şekilde, 10 K (veya 10°C, bu kesin durumda eşdeğerdir) artış, reaksiyonun kinetiğini 2 veya 3 ile çarpabilir
Bir kimyasal reaksiyonun aktivasyon enerjisi ne kadar düşükse, reaksiyon kinetiği o kadar hızlıdır
Mutlak 0'da reaksiyonun kinetiği sıfırdır ve reaksiyon gerçekleşmez