Kinetyka — równanie Arrheniusa

Stała szybkości k · wpływ temperatury na szybkość

Energia akt. Eₐ [kJ/mol]Temperatura T₁ [K]Temperatura T₂ [K]

k₂ / k₁ = exp[Eₐ/R · (1/T₁ − 1/T₂)]

1,9256×

Reakcja jest 1,9256 razy szybsza w T₂ niż w T₁

R = 8,314 J/(mol·K). Wyższa energia aktywacji Eₐ → wolniejsza reakcja; wzrost temperatury zawsze przyspiesza (reguła: +10 K często ~2× szybciej).

Równanie Arrheniusa wiąże stałą szybkości reakcji $k$ z temperaturą i energią aktywacji:

$k=A\,e^{-E_a/RT}$

gdzie $A$ to czynnik przedwykładniczy, $E_a$ — energia aktywacji, $R=8{,}314\ \tfrac{\text{J}}{\text{mol·K}}$ , $T$ — temperatura w kelwinach.

Drugi tryb liczy, ile razy zmieni się szybkość reakcji między dwiema temperaturami:

$\frac{k_2}{k_1}=\exp\!\left[\frac{E_a}{R}\left(\frac{1}{T_1}-\frac{1}{T_2}\right)\right]$

To ilościowa wersja reguły, że wzrost temperatury o 10 K często przyspiesza reakcję około dwukrotnie. Energię aktywacji podajemy w kJ/mol.

Przykłady

Eₐ = 50 kJ/mol, ogrzanie z 298 K do 308 K

→ k₂/k₁ ≈ 1,9 — reakcja prawie 2× szybsza

A = 10¹³, Eₐ = 50 kJ/mol, T = 298 K

→ k ≈ 1,7·10⁴ 1/s

Powiązane materiały

Symulacja: równanie Arrheniusa i rząd reakcji → Symulacja: co przyspiesza reakcję → Wzór: równanie Arrheniusa →

Najczęstsze pytania

Dlaczego wzrost temperatury tak mocno przyspiesza reakcję?+

Bo temperatura wchodzi do wykładnika: nawet niewielki jej wzrost znacznie zwiększa udział cząsteczek o energii przekraczającej barierę aktywacji. Stąd reguła „+10 K ≈ 2× szybciej".

Co to energia aktywacji?+

Minimalna energia, jaką muszą mieć zderzające się cząsteczki, by reakcja zaszła. Katalizator obniża Eₐ, dzięki czemu przyspiesza reakcję bez zużycia.

← Wszystkie kalkulatory