Forstå kjemiske reaksjoner med Arrhenius 'teori

Arrhenius var en svensk kjemiker som introduserte begrepet aktiveringsenergi i 1889. Han foreslo at kjemiske reaksjoner oppstår når reaktantene kolliderer med hverandre med tilstrekkelig energi til å overvinne bindingen mellom reaktantene. Denne energien, kjent som aktiveringsenergien, kreves for at reaksjonen skal fortsette.

Arrhenius' teori forklarte hvorfor noen reaksjoner er langsommere enn andre og hvorfor visse reaksjoner ikke skjer i det hele tatt, selv om reaktantene er tilstede. Han introduserte også konseptet med hastighetskonstanten, som er et mål på frekvensen av vellykkede kollisjoner mellom reaktantene.

Arrhenius-ligningen relaterer hastighetskonstanten til temperaturen i systemet:

k = Ae^(-Ea/RT)

where k er hastighetskonstanten, A er en frekvensfaktor, Ea er aktiveringsenergien, R er gasskonstanten, og T er temperaturen i Kelvin. Denne ligningen viser at når temperaturen øker, øker også hastighetskonstanten, noe som betyr at reaksjonen blir raskere.