Энергия активации

Материал из Юнциклопедии
(перенаправлено с «ЭНЕРГИЯ АКТИВАЦИИ»)
Перейти к: навигация, поиск

Скорость подавляющего большинства химических реакций .увеличивается при повышении температуры. В начале 80‑х гг. XIX в. голландский физико‑химик Я. Вант-Гофф показал, что скорость большинства химических реакций возрастает приблизительно в 2–4 раза при повышении температуры на каждые 10 °C.

В 1889 г. шведский ученый С. Аррениус, обобщив результаты, полученные к тому времени многими химиками, предложил уравнение зависимости константы скорости реакции (см. Кинетика химическая) от температуры, впоследствии записанное, как:

$K=A{{e}^{-{{E}_{a}}/RT}}$

В нем $K$ — константа скорости; $A$ — постоянный коэффициент, характерный для каждой реакции (предэкспоненциальный множитель); $R$ — газовая постоянная; $T$ — температура по абсолютной шкале; ${{E}_{a}}$ — величина, характерная для каждой реакции, названная Аррениусом энергией активации.

Аррениус предположил, что при столкновении реагируют не все молекулы, а лишь те из них, которые обладают необходимым количеством избыточной энергии по сравнению со средней энергией молекул при данной температуре. Она и называется энергией активации и измеряется в кДж/моль. Чем выше температура, тем большая часть молекул приобретает эту энергию и, следовательно, способность реагировать.

Чем меньше величина ${{E}_{a}}$, тем больше молекул при данной температуре могут прореагировать, а при ${{E}_{a}}=0$ каждое столкновение молекул будет приводить к реакции, скорость которой в этом случае была бы равна числу столкновений в единице объема за единицу времени.