Chemische Reaktionen mit der Theorie von Arrhenius verstehen

Arrhenius war ein schwedischer Chemiker, der 1889 das Konzept der Aktivierungsenergie einführte. Er schlug vor, dass chemische Reaktionen stattfinden, wenn die Reaktanten mit ausreichend Energie miteinander kollidieren, um die Bindung zwischen den Reaktanten zu überwinden. Diese als Aktivierungsenergie bekannte Energie ist für den Ablauf der Reaktion erforderlich.

Die Theorie von Arrhenius erklärte, warum manche Reaktionen langsamer ablaufen als andere und warum bestimmte Reaktionen überhaupt nicht ablaufen, obwohl die Reaktanten vorhanden sind. Er führte auch das Konzept der Geschwindigkeitskonstante ein, die ein Ma+ für die Häufigkeit erfolgreicher Kollisionen zwischen den Reaktanten ist.

Die Arrhenius-Gleichung setzt die Geschwindigkeitskonstante mit der Temperatur des Systems in Beziehung:

k = Ae^(-Ea/RT)

wobei k ist die Geschwindigkeitskonstante, A ist ein Frequenzfaktor, Ea ist die Aktivierungsenergie, R ist die Gaskonstante und T ist die Temperatur in Kelvin. Diese Gleichung zeigt, dass mit steigender Temperatur auch die Geschwindigkeitskonstante zunimmt, was bedeutet, dass die Reaktion schneller wird.