Энергия активации
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:
[math]K=A{{e}^{-{{E}_{a}}/RT}}[/math]
В нем [math]K[/math] — константа скорости; [math]A[/math] — постоянный коэффициент, характерный для каждой реакции (предэкспоненциальный множитель); [math]R[/math] — газовая постоянная; [math]T[/math] — температура по абсолютной шкале; [math]{{E}_{a}}[/math] — 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 [math]{{E}_{a}}[/math], тем больше молекул при данной температуре могут прореагировать, а при [math]{{E}_{a}}=0[/math] каждое столкновение молекул будет приводить к реакции, скорость которой в этом случае была бы равна числу столкновений в единице объема за единицу времени.
