Уравнение Аррениуса: различия между версиями
| [непроверенная версия] | [непроверенная версия] |
Содержимое удалено Содержимое добавлено
Нет описания правки |
Нет описания правки |
||
Строка 1:
'''Уравнение Аррениуса''' устанавливает зависимость константы скорости [[Химические реакции|химической реакции]] <math>~k</math> от [[температура|температуры]] <math>~T</math>.
Согласно простой модели столкновений химическая реакция между двумя исходными веществами может происходить только в результате столкновения [[молекула|молекул]] этих веществ. Но не каждое столкновение ведёт к химической реакции. Необходимо преодолеть определённый энергетический барьер, чтобы молекулы начали друг с другом реагировать. То есть молекулы должны обладать некой минимальной энергией (энергия активации <math>~E_A</math>), чтобы этот барьер преодолеть. Из [[Кинетическое уравнение Больцмана|распределения Больцмана]] для кинетической энергии молекул известно, что число молекул, обладающих энергией <math>~E>E_A</math>, пропорционально <math>~\exp{ \left( -\frac{E_A}{RT} \right)}</math>. В результате скорость химической реакции представляется уравнением, которое было получено шведским химиком [[Аррениус, Сванте Август|Сванте Аррениусом]] эмпирическим путём:
<math>~k=A \exp{ \left( -\frac{E_A}{RT} \right)}</math>
Строка 7:
Здесь <math>~A</math> характеризует частоту столкновений реагирующих молекул, <math>R</math> — [[универсальная газовая постоянная]].
:: <math>A=a\cdot\sqrt{T}</math>
| |||