Зависимость скорости химической реакции от температуры. Правило вант-гоффа. Температурный коэффициент скорости реакции. Энергия активации, энтропия активации реакции. Уравнение аррениуса. Влияние температуры на константу скорости реакции Нахождение в прир

Константа скорости реакции есть функция от температуры; повышение температуры, как правило, увеличивает константу скорости. Первая попытка учесть влияние температуры была сделана Вант-Гоффом, сформулировавшим следующее эмпирическое правило:

При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости элементарной химической реакции увеличивается в 2 – 4 раза.

Величина, показывающая, во сколько раз увеличивается константа скорости при повышении температуры на 10 градусов, есть температурный коэффициент константы скорости реакции γ. Математически правило Вант-Гоффа можно записать следующим образом:

(II.30)

Однако правило Вант-Гоффа применимо лишь в узком температурном интервале, поскольку температурный коэффициент скорости реакции γ сам является функцией от температуры; при очень высоких и очень низких температурах γ становится равным единице (т.е. скорость химической реакции перестает зависеть от температуры).

Уравнение Аррениуса

Очевидно, что взаимодействие частиц осуществляется при их столкновениях; однако число столкновений молекул очень велико и, если бы каждое столкновение приводило к химическому взаимодействию частиц, все реакции протекали бы практически мгновенно. Аррениус постулировал, что столкновения молекул будут эффективны (т.е. будут приводить к реакции) только в том случае, если сталкивающиеся молекулы обладают некоторым запасом энергии – энергией активации.

Энергия активации есть минимальная энергия, которой должны обладать молекулы, чтобы их столкновение могло привести к химическому взаимодействию.

Рассмотрим путь некоторой элементарной реакции

А + В ––> С

Поскольку химическое взаимодействие частиц связано с разрывом старых химических связей и образованием новых, считается, что всякая элементарная реакция проходит через образование некоторого неустойчивого промежуточного соединения, называемого активированным комплексом:

А ––> K # ––> B

Образование активированного комплекса всегда требует затраты некоторого количества энергии, что вызвано, во-первых, отталкиванием электронных оболочек и атомных ядер при сближении частиц и, во-вторых, необходимостью построения определенной пространственной конфигурации атомов в активированном комплексе и перераспределения электронной плотности. Таким образом, по пути из начального состояния в конечное система должна преодолеть своего рода энергетический барьер. Энергия активации реакции приближённо равна превышению средней энергии активированного комплекса над средним уровнем энергии реагентов. Очевидно, что если прямая реакция является экзотермической, то энергия активации обратной реакции Е" А выше, нежели энергия активации прямой реакции E A . Энергии активации прямой и обратной реакции связаны друг с другом через изменение внутренней энергии в ходе реакции. Вышесказанное можно проиллюстрировать с помощью энергетической диаграммы химической реакции (рис. 2.5).

Рис. 2.5. Энергетическая диаграмма химической реакции. E исх – средняя энергия частиц исходных веществ, E прод – средняя энергия частиц продуктов реакции.

Поскольку температура есть мера средней кинетической энергии частиц, повышение температуры приводит к увеличению доли частиц, энергия которых равна или больше энергии активации, что приводит к увеличению константы скорости реакции (рис.2.6):

Рис. 2.6. Распределение частиц по энергии. Здесь nЕ/N - доля частиц, обладающих энергией E; E i - средняя энергия частиц при температуре T i (T 1 < T 2 < T 3).

Рассмотрим термодинамический вывод выражения, описывающего зависимость константы скорости реакции от температуры и величины энергии активации – уравнения Аррениуса. Согласно уравнению изобары Вант-Гоффа,

Поскольку константа равновесия есть отношение констант скоростей прямой и обратной реакции, можно переписать выражение (II.31) следующим образом:

(II.32)

Представив изменение энтальпии реакции ΔHº в виде разности двух величин E 1 и E 2 , получаем:

(II.33)

(II.34)

Здесь С – некоторая константа. Постулировав, что С = 0, получаем уравнение Аррениуса, где E A – энергия активации:

После неопределенного интегрирования выражения (II.35) получим уравнение Аррениуса в интегральной форме:

(II.36)

(II.37)

Рис. 2.7. Зависимость логарифма константы скорости химической реакции от обратной температуры.

Здесь A – постоянная интегрирования. Из уравнения (II.37) нетрудно показать физический смысл предэкспоненциального множителя A, который равен константе скорости реакции при температуре, стремящейся к бесконечности. Как видно из выражения (II.36), логарифм константы скорости линейно зависит от обратной температуры (рис.2.7); величину энергии активации E A и логарифм предэкспоненциального множителя A можно определить графически (тангенс угла наклона прямой к оси абсцисс и отрезок, отсекаемый прямой на оси ординат).

Зная энергию активации реакции и константу скорости при какой-либо температуре T 1 , по уравнению Аррениуса можно рассчитать величину константы скорости при любой температуре T 2:

(II.39)

для студентов направления 6070104 «Морской и речной транспорт»

специальности

«Эксплуатация судового электрооборудования и средств автоматики»,

направления 6.050702 «Электромеханика» специальности

«Электрические системы и комплексы транспортных средств»,

«Электромеханические системы автоматизации и электропривод»

дневной и заочной форм обучения

Тираж_____экз. Подписано к печати_____________.

Заказ №________. Объем 1,08 п.л.

Изд-во “Керченский государственный морской технологический университет”

98309 г. Керчь, Орджоникидзе, 82.

Правило Вант- Гоффа. Уравнение Аррениуса.

Согласно эмпирическому правилу Вант - Гоффа, сформулированному около 1880г., скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза при повышении температуры на 10 градусов, если реакция проводится при температуре, близкой к комнатной. Например, время полуразложения газообразного оксида азота (V) при 35°С составляет около 85мин., при 45°С-около 22мин. и при 55°С - около 8мин.

Мы уже знаем, что при любой постоянной температуре скорость реакции описывается эмпирическим кинетическим уравнением, представляющим в большинстве случаев (за исключением реакции с весьма сложным механизмом) произведение константы скорости на концентрации реагентов в степенях, равных порядкам реакции. Концентрации реагентов практически не зависят от температуры, порядки, как показывает опыт,- тоже. Следовательно, за резкую зависимость скорости реакции от температуры ответственны константы скоростей. Зависимость константы скорости от температуры принято характеризовать температурным коэффициентом скорости реакции , которыйпредставляет собой отношение констант скорости при температурах, отличающихся на 10 градусов

и который по правилу Вант - Гоффа равен приблизительно 2-4.

Попытаемся объяснить наблюдаемые высокие значения температурных коэффициентов скоростей реакции на примере гомогенной реакции в газовой фазе с позиций молекулярно-кинетической теории газов. Чтобы молекулы взаимодействующих газов прореагировали друг с другом, необходимо их столкновение, при котором одни связи рвутся, а другие образуются, в результате чего и появляется новая молекула - молекула продукта реакции. Следовательно, скорость реакции зависит от числа столкновений молекул реагентов, а число столкновений, в частности, - от скорости хаотического теплового движения молекул. Скорость молекул и соответственно число столкновений растут с температурой. Однако только повышение скорости молекул не объясняет столь быстрого роста скоростей реакций с температурой. Действительно, согласно молекулярно-кинетической теории газов средняя скорость молекул пропорциональна квадратному корню из абсолютной температуры, т.е, при повышении температуры системы на 10 градусов, скажем, от 300 до 310К, средняя скорость молекул возрастет лишь в 310/300 = 1,02 раза - гораздо меньше, чем требует правило Вант -Гоффа.

Таким образом, одним только увеличением числа столкновений нельзя объяснить зависимость констант скоростей реакции от температуры. Очевидно, здесь действует еще какой-то важный фактор. Чтобы вскрыть его, обратимся к более подробному анализу поведения большого числа частиц при различных температурах. До сих пор мы говорили о средней скорости теплового движения молекул и ее изменении с температурой, но если число частиц в системе велико, то по законам статистики отдельные частицы могут иметь скорость и соответственно киетическую энергию, в большей или меньшей степени отклоняющуюся от среднего значения для данной температуры. Эта ситуация изображена на рис. (3.2), который

показывает, как распределены части-

3.2. Распределение частиц по кинетической энергии при различных температурах:

2-Т 2 ; 3-Т 3 ; Ti

цы по кинетической энергии при определенной температуре. Рассмотрим, например, кривую 1, отвечающую температуре Ti. Общее число частиц в системе (обозначим его N 0) равно площади под кривой. Максимальное число частиц, равное Ni, обладает наиболее вероятной для данной температуры кинетической энергией Е 1 . Более высокую энергию будут иметь частицы, число которых равно площади под кривой справа от вертикали Е 1 , а площадь слева от вертикали отвечает частицам с энергией меньше Е

Чем больше кинетическая энергия отличается от средней, тем меньше частиц обладают ею. Выберем, например, некоторую энергию Е а, большую чем Е 1 }. При температуре Ti число частиц, энергия которых превышает величину Е а, составляет лишь малую часть от общего числа частиц - это зачерненная площадь под кривой 1 справа от вертикали Е а. Однако при более высокой температуре Т 2 уже больше частиц обладает энергией, превышающей Е а (кривая 2), а при дальнейшем повышении температуры до Т 3 (кривая 3) энергия Е а оказывается близкой к средней, и такой запас кинетической энергии будет иметь уже около половины всех молекул.

Скорость реакции определяется не общим числом столкновений молекул в единицу времени, а той его частью, в которой принимают участие молекулы, кинетическая энергия которых превышает некоторый предел Е а, называемый энергией активации реакции. Это становится вполне понятным, если мы вспомним, что для успешного протекания элементарного акта реакции необходимо, чтобы при столкновении произошел разрыв старых связей и были бы созданы условия для образования новых. Конечно, на это требуется затратить энергию – нужно, чтобы сталкивающиеся частицы обладали достаточным ее запасом.

Шведский ученый С.Аррениус установил, что возрастание скорости большинства реакций при повышении температуры происходит нелинейно (в отличие от правила Вант - Гоффа). Аррениус установил, что в большинстве случаев константа скорости реакции подчиняется уравнению

LgK=lgA - , (3.14)

которое получило название уравнения Аррениуса .

Е а - энергия активации (см. ниже)

R - молярная газовая постоянная, равная 8,314 Дж/моль۰К,

Т - абсолютная температура

А - постоянная или очень мало зависящая от температуры величина. Ее называют частотным фактором, так как она связана с частотой молекулярных столкновений и вероятностью того, что столкновение происходит при ориентации молекул, благоприятной для реакции. Как видно из (3.14) при увеличении энергии активации Е а константа скорости К уменьшается. Следовательно, скорость реакции уменьшается при повышении ее энергетического барьера (см. ниже).

Зависимость скорости химической реакции от температуры.

Скорость гетерогенных реакций.

В гетерогенных системах реакции протекают на поверхности раздела фаз. При этом концентрация твердой фазы остается прак­тически постоянной и не влияет на скорость реакции. Скорость гетерогенной реакции будет зависить только от концентрации ве­щества в жидкой или газообразной фазе. Поэтому в кинетическом уравнении концентрации твердых веществ не указываются, их ве­личины входят в значения констант. Например, для гетерогенной реакции

кинетическое уравнение можно записать

ПРИМЕР 4. Кинетический порядок реакции взаимо­действия хрома с алюминием равен 1. Написать химическое и кине­тическое уравнения реакции.

Реакция взаимодействия алюминия схлором гетерогенная, кинетическое уравнение может быть записано

ПРИМЕР 5. Кинетическое уравнение реакции

имеет вид

Определить размерность константы скорости и вычислить скорость растворения серебра при парциональном давлении кислорода Па и концентрации цианистого калия 0,055 моль/л.

Размерность константы определяем из кинетического уравнения, чанного в условии задачи:

Подставляя в кинетическое уравнение данные задачи, находим скорость растворения серебра:

ПРИМЕР 6. Кинетическое уравнение реакции

имеет вид

Как изменится скорость реакции, если концентрацию хлорида ртути (П) в два раза уменьшить, а концентрацию оксалат – ионов в два раза увеличить?

После изменения концентрации исходных веществ скорость реакции выражается кинетическим уравнением

Сравнивая и, находим, что скорость реакции уве­личилась в 2 раза.

При повышении температуры скорость химической реакции заметно возрастает.

Количественная зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа.

Для характеристики зависимости скорости химической реакции (константы скорости) от температуры используют температурный коэф­фициент скорости, реакции (), называемый также коэффициентом Вант-Гоффа. Температурный коэффициент скорости реакции показывает, во сколько раз увеличится скорость реакции с повышением температуры реагирующих веществ на 10 градусов.

Математически зависимость скорости реакции от температуры выражается соотношением

где – температурный коэффициент скорости;

– Т ;

Т ;

–– константа скорости реакции при температуре Т + 10;

–– скорость реакции при температуре Т + 10.

Для расчетов удобнее пользоваться уравнениями

а также логарифмическими формами этих уравнений

Возрастание скорости реакции с повышением температуры объясняет теория активации. Согласно этой теория частицы реагирующих веществ пристолкновении должны преодолеть силы отталкивания, ослабить или разорвать старые химические связи и образовать новые. На это они должны затратить определен­ную энергию, т.е. преодолеть какой-то энергетический барьер. Частица, обладающие избыточной энергией достаточной дня преодо­ления энергетического барьера, называют активными частицами.

При обычныхусловиях активных частиц в системе мало, и реакцияпротекает с меньшей скоростью. Но неактивные частицы могут стать активными, если сообщить им дополнительную энергий. Одним из способов активации частиц является повышением температуры. При повышении температуры резко возрастает число активных частиц в системе и скорость реакции увеличивается.

Билет№2

1) ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ: Основания, оксиды, кислоты, соли.ёё

2) Be – бериллий.

Химические свойства: бериллий относительно мало реакционноспособен при комнатной температуре. В компактном виде он не реагирует с водой и водяным паром даже при температуре красного каления и не окисляется воздухом до 600 °C. Порошок бериллия при поджигании горит ярким пламенем, при этом образуются оксид и нитрид. Галогены реагируют с бериллием при температуре выше 600 °C, а халькогены требуют еще более высокой температуры.

Физические свойства: Бериллий - относительно твердый, но хрупкий металл серебристо-белого цвета. Имеет высокий модуль упругости - 300 ГПа (у сталей - 200-210 ГПа). На воздухе активно покрывается стойкой оксидной плёнкой

Магний (Mg). Физические свойства: Магний - металл серебристо-белого цвета с гексагональной решёткой, пространственная группа P 63/mmc, параметры решётки a = 0,32029 нм, c = 0,52000 нм, Z = 2. При обычных условиях поверхность магния покрыта прочной защитной плёнкой оксида магния MgO, которая разрушается при нагреве на воздухе до примерно 600 °C, после чего металл сгорает с ослепительно белым пламенем с образованием оксида и нитрида магния Mg3N2.

Химические свойства: Смесь порошкового магния с перманганатом калия KMnO4 - взрывчатое вещество

Раскаленный магний реагирует с водой:

Mg (раск.) + Н2О = MgO + H2;

Щелочи на магний не действуют, в кислотах он растворяется легко с выделением водорода:

Mg + 2HCl = MgCl2 + H2;

При нагревании на воздухе магний сгорает, с образованием оксида, также с азотом может образовываться небольшое количество нитрида:

2Mg + О2 = 2MgO;

3Mg + N2 = Mg3N2

Билет№3. Растворимость - способность вещества образовывать с другими ​веществами однородные системы - растворы, в которых вещество ​находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц.

Насыщенный раствор - раствор, в котором растворённое вещество ​при данных условиях достигло максимальной концентрации и больше не ​растворяется. Осадок данного вещества находится в равновесном ​состоянии с веществом в растворе.

Ненасыщенный раствор - раствор, в котором концентрация ​растворенного вещества меньше, чем в насыщенном растворе, и в котором ​при данных условиях можно растворить еще некоторое его количество.

Перенасыщенные растворы - ​растворы, характеризующиеся тем, что содержание в них растворенного ​вещества больше соответствующего его нормальной растворимости при ​данных условиях.

Зако́н Ге́нри - закон, по которому при постоянной температуре растворимость газа в данной жидкости прямо пропорциональна давлению этого газа над раствором. Закон пригоден лишь для идеальных растворов и невысоких давлений.

Закон Генри записывается обычно следущим образом:

Где р - парциальное давление газа над раствором,

с - концентрация газа в растворе в долях моля,

к - коэффициент Генри.

Экстракция (от позднелат. extractio - извлечение), экстрагирование, процесс разделения смеси жидких или твёрдых веществ с помощью избирательных (селективных) растворителей (экстрагентов).

Билет№4. 1)Массовая доля это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора. Для бинарного раствора

ω(x) = m(x) / (m(x) + m(s)) = m(x) / m

где ω(х) - массовая доля растворенного вещества Х

m(x) - масса растворенного вещества Х, г;

m(s) - масса растворителя S, г;

m = m(x) + m(s) - масса раствора, г.

2)Алюми́ний - элемент главной подгруппы третьей группы третьего периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 13.

Нахождение в природе:

Природный алюминий состоит практически полностью из единственного стабильного изотопа 27Al со следами 26Al, радиоактивного изотопа с периодом полураспада 720 тыс. лет, образующегося в атмосфере при бомбардировке ядер аргона протонами космических лучей.

Получение:

Он заключается в растворении оксида алюминия Al2O3 в расплаве криолита Na3AlF6 с последующим электролизом с использованием расходуемых коксовых или графитовых электродов. Такой метод получения требует больших затрат электроэнергии, и поэтому оказался востребован только в XX веке.

Алюминотермия - способ получения металлов, неметаллов (а также сплавов) восстановлением их оксидов металлическим алюминием.

Билет№5. РАСТВОРЫ НЕЭЛЕКТРОЛИТОВ , бинарные или многокомпонентные мол. системы, состав к-рых может изменяться непрерывным образом (по крайней мере, в нек-рых пределах). В отличие от растворов электролитов, в растворы неэлектролитов (мол. р-рах) заряженные частицы в сколько-нибудь заметных концентрациях отсутствуют. растворы неэлектролитов могут быть твердыми, жидкими и газообразными.

Первый закон Рауля

Первый закон Рауля связывает давление насыщенного пара над раствором с его составом; он формулируется следующим образом:

Парциальное давление насыщенного пара компонента раствора прямо пропорционально его мольной доле в растворе, причём коэффициент пропорциональности равен давлению насыщенного пара над чистым компонентом.

Второй закон Рауля

Тот факт, что давление паров над раствором отличается от давления паров над чистым растворителем, существенно влияет на процессы кристаллизации и кипения. Из первого закона Рауля выводятся два следствия, касающиеся понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения растворов, которые в объединённом виде известны как второй закон Рауля.

Криоскопия (от греч. kryos - холод и scopeo - смотрю) - измерение понижения температуры замерзания раствора по сравнению с чистым растворителем.

Правило Вант-Гоффа -При повышении температуры на каждые 10 градусов константа скорости гомогенной элементарной реакции увеличивается в два - четыре раза

Жёсткость воды - совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния.

Билет№6. РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ, содержат в заметных концентрациях ионы-катионы и анионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации молекул растворенного в-ва.

Сильные электролиты - химические соединения, молекулы которых в ​разбавленных растворах практически полностью диссоциированы на ионы.

Слабые электролиты - химические соединения, молекулы которых даже в ​сильно разбавленных растворах не полностью диссоциированы на ионы, ​которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными ​молекулами.

Электроличиская диссоциация -процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе илит при плавлении.

Закон разбавления Оствальда - соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:

Р-элементы 4 группы – углерод,кремний,германии,олово и свенец.

Билет№7. 1)Электролитическая диссоциация – это распад вещества на ионы под действием полярных молекул растворителя.

рН = -lg.

Буферные растворы – это растворы при добавлении к которым кислот или щелочей их pH меняется незначительно.

Угольная кислота образует:

1) средние соли (карбонаты),

2) кислые (гидрокарбонаты).

Карбонаты и гидрокарбонаты термически нестойки:

СаСОз = СаО + СО2^,

Са(НСО3)2 = СаСО3v +СО2^ + Н2О.

Карбонат натрия (кальцинированная сода) – является одним из главных продуктов химической промышленности. В водном растворе он гидролизуется по реакции

Nа2СО3 > 2Nа+ + СО3-2,

СО3-2 + Н+-ОН- - НСО3- + ОН-.

Гидрокарбонат натрия (питьевая сода) – широко используется в пищевой промышленности. Вследствие гидролиза раствор также имеет щелочную среду

NаНСО3 > Nа+ + НСО3-,НСО3- + Н-ОН - Н2СО3 + ОН-.

Кальцинированная и питьевая сода взаимодействуют с кислотами

Nа2СО3 + 2НСl - 2NаСl + СО2^ + Н2О,

2Nа+ + СО3-2 + 2Н+ + 2Сl- - 2Nа+ + 2Сl- + СО2^ + Н2О,

СО3-2 + 2Н+ - СО2^ + Н2О;

NаНСО3 + СН3СООН - СН3СООNа + СО2^ + Н2О,

Nа+ + НСО3- + СН3СООН - СН3СОО- + Nа+ + СО2^ + Н2О,

НСО3- + СН3СООН - СН3СОО- + СО2^ + Н2О.

Билет№8. 1)_ионно-обменные в растворах:

Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2 +H2O

2Na + CO3 + 2H + SO4 → 2Na + SO4 + CO2 + H2O

CO3 + 2H → CO2 + H2O

С выделение газа: Na2CO3 + 2HCl = CO2 + H2O + 2NaCl

2) Химические свойства Азота. Только с такими активными металлами, как литий, кальций, магний, Азот взаимодействует при нагревании до сравнительно невысоких температур. С большинством других элементов Азот реагирует при высокой температуре и в присутствии катализаторов. Хорошо изучены соединения Азота с кислородом N2O, NO, N2O3, NO2 и N2O5 .

Физические свойства Азота. Азот немного легче воздуха; плотность 1,2506 кг/м3 (при 0°С и 101325 н/м2 или 760 мм рт. ст.), tпл -209,86°С, tкип -195,8°С. Азот сжижается с трудом: его критическая температуpa довольно низка (-147,1°С) а критическое давление высоко 3,39 Мн/м2 (34,6 кгс/см2); плотность жидкого Азота 808 кг/м3. В воде Азот менее растворим, чем кислород: при 0°С в 1 м3 Н2О растворяется 23,3 г Азота. Лучше, чем в воде, Азот растворим в некоторых углеводородах.

Билет№9. Гидролиз (от греч. hydro – вода, lysis – разложение) означает разложение вещества водой. Гидролизом соли называют обратимое взаимодействие соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита.

Вода хотя и в малой степени, но диссоциирует:

H 2 O H + + OH – .

Хлорид натрия H2O H+ + OH–,

Na+ + Cl– + H2O Na+ + Cl– + H+ + OH–,

NaCl + H2O (нет реакции) Нейтральная

Kарбонат натрия + НОН + OН–,

2Na+ + + H2O + OН–,

Na2CО3 + H2O NaHCО3 + NaOН Щелочная

Хлорид алюминия Al3+ + НОН AlOH2+ + Н+,

Al3+ + 3Cl– + H2O AlОH2+ + 2Cl– + H+ + Cl–,

AlCl3 + H2O AlOHCl2 + HCl Kислая

Влияние температуры на количество столкновений молекул может быть показано с помощью модели . В первом приближении влияние температуры на скорость реакций определяется правилом Вант-Гоффа (сформулировано Я. Х. Вант-Гоффом на основании экспериментального изучения множества реакций):

где g - tтемпературный коэффициент, принимающий значения от 2 до 4.

Объяснение зависимости скорости реакции от температуры было дано С.Аррениусом . К реакции приводит не каждое столкновение молекул реагентов, а только наиболее сильные столкновения. Лишь молекулы, обладающие избытком кинетической энергии, способны к химической реакции.

С.Аррениус рассчитал долю активных (т.е. приводящих к реакции) соударений реагирующих частиц a, зависящую от температуры: - a = exp(-E/RT). и вывел уравнение Аррениуса для константы скорости реакции :

k = k o e -E/RT

где k o и E dзависят от природы реагентов. Е - это энергия, которую надо придать молекулам, чтобы они вступили во взаимодействие, называемая энергией активации .