Κατανόηση των Χημικών Αντιδράσεων με τη Θεωρία του Arrhenius

Ο Arrhenius ήταν Σουηδός χημικός που εισήγαγε την έννοια της ενέργειας ενεργοποίησης το 1889. Πρότεινε ότι οι χημικές αντιδράσεις συμβαίνουν όταν τα αντιδρώντα συγκρούονται μεταξύ τους με αρκετή ενέργεια για να ξεπεραστεί ο δεσμός μεταξύ των αντιδρώντων. Αυτή η ενέργεια, γνωστή ως ενέργεια ενεργοποίησης, απαιτείται για να προχωρήσει η αντίδραση. Η θεωρία του

Arrhenius εξήγησε γιατί ορισμένες αντιδράσεις είναι πιο αργές από άλλες και γιατί ορισμένες αντιδράσεις δεν συμβαίνουν καθόλου, παρόλο που τα αντιδρώντα είναι παρόντα. Εισήγαγε επίσης την έννοια της σταθεράς ρυθμού, η οποία είναι ένα μέτρο της συχνότητας των επιτυχών συγκρούσεων μεταξύ των αντιδρώντων.

Η εξίσωση Arrhenius συσχετίζει τη σταθερά ρυθμού με τη θερμοκρασία του συστήματος:

k = Ae^(-Ea/RT)

όπου k είναι η σταθερά του ρυθμού, A είναι ένας παράγοντας συχνότητας, Ea είναι η ενέργεια ενεργοποίησης, R είναι η σταθερά του αερίου και T είναι η θερμοκρασία σε Kelvin. Αυτή η εξίσωση δείχνει ότι όσο αυξάνεται η θερμοκρασία, αυξάνεται και η σταθερά του ρυθμού, πράγμα που σημαίνει ότι η αντίδραση γίνεται ταχύτερη.