Arrhenius' ligning

Fra Wikipedia, den frie encyklopedi
Hopp til navigering Hopp til søk

Arrhenius ligningen er en formel for temperaturavhengigheten av reaksjonsrate. Ligningen ble foreslått av Svante Arrhenius i 1889, basert på arbeidet til den nederlandske kjemikeren Jacobus Henricus van 't Hoff, som hadde bemerket i 1884 at Van 't Hoffs ligning for temperaturavhengighet av likevektskonstanten antyder en slik formel for raten på både framover og bakover reaksjoner. Denne ligningen er viktig for å bestemme hastigheten til kjemiske reaksjoner og for beregning av energi for aktivering. Arrhenius ga en fysisk begrunnelse og tolkning for formelen.[1][2][3] Foreløpig er det best å se på den som et empirisk forhold.[4]:188 Den kan brukes til å modellere temperatur variasjon av diffusjonkoeffisienter, populasjon av krystallvakanter, «creep rates» og mange andre termisk-induserte prosesser/reaksjoner. Eyring-ligningen, utviklet i 1935, uttrykker også forholdet mellom rate og energi.

En generalisering som er støttet av Arrhenius-ligningen er at for mange vanlige kjemiske reaksjoner ved romtemperatur, dobles reaksjonshastigheten for hver temperaturøkning på 10 grader Celsius.

Ligningen[rediger | rediger kilde]

I nesten alle praktiske tilfeller, og k øker raskt med T.
Matematisk, ved svært høye temperaturer, slik at k flater ut og tilnærmes A som en grense, men dette oppstår ikke under praktiske forhold.

Arrhenius-ligningen beregner avhengighet av ratekonstanten av en kjemisk reaksjon ved absolutt temperatur, en pre-eksponentiell faktor og andre konstanter i reaksjonen.

Der

  • k er ratekonsanten
  • T er den absolutte temperaturen (i kelvin)
  • A er føreksponentiell faktor, en konstant for hver kjemisk reaksjon. I henhold til kollisjonsteori, A frekvensen av kollisjoner i riktig retning[klargjør]
  • Ea er aktiveringsenergien for reaksjon (i samme enheter som R*T)
  • R er den universelle gass konstanten:

Alternativt kan ligningen uttrykkes som

Der

Arrhenius plott[rediger | rediger kilde]

Arrhenius lineære plot: ln(k) mot 1/T.

Ved å ta den naturlige logaritmen av Arrhenius ligningen får man:


Omorganisere gir:

Dette har samme form som en ligningen for en rett linje:

,

der x er T.

Når en reaksjon har en ratekonstant som adlyder Arrhenius ligning, vil et plott av ln(k) versus T -1 gir en rett linje, gradient og skjeringspunkt kan brukes til å bestemme Ea og A . Denne prosedyren har blitt så vanlig i eksperimentell kjemisk kinetikk at utøvere har tatt for å bruke den til å definere aktivering energi for en reaksjon. Der aktiveringsenergien er definert til å være (−R) ganger skråningen av plottet av ln(k) v (1/T )

Bibliografi[rediger | rediger kilde]

  • Pauling, L.C. (1988) "General Chemistry", Dover Publications 
  • Laidler, K. J. (1987) Chemical Kinetics, Third Edition, Harper & Row 
  • Laidler, K. J. (1993) The World of Physical Chemistry, Oxford University Press 

Referanser[rediger | rediger kilde]

  1. ^ Arrhenius, S.A. (1889). «Über die Dissociationswärme und den Einfluß der Temperatur auf den Dissociationsgrad der Elektrolyte». Z. Phys. Chem. 4: 96–116. doi:10.1515/zpch-1889-0408. 
  2. ^ Arrhenius, S.A. (1889). «Über die Reaktionsgeschwindigkeit bei der Inversion von Rohrzucker durch Säuren». ibid. 4: 226–248. 
  3. ^ Laidler, K. J. (1987) Chemical Kinetics,Third Edition, Harper & Row, p.42
  4. ^ Kenneth Connors, Chemical Kinetics, 1990, VCH Publishers Chemical Kinetics: The Study of Reaction Rates in Solution fra Google Books