CINÈTICA QUÍMICA

 

EQUACIÓ D’ARRHENIUS

 

Per la majoria de reaccions, la constant de velocitat, k, augmenta en incrementar la temperatura. Experimentalment es veu que sovint el comportament del ln k versus 1/T és lineal

Arrhenius va desenvolupar el 1889 una teoria cinètica que explicava aquest fet experimental. La teoria d’Arrhenius considera que una reacció elemental es dóna a nivell molecular com a conseqüència de xocs entre partícules de reactius. Cal que les partícules tinguin una energia suficient com per que la reacció es doni. Aquesta energia és la que es coneix com energia d’activació (εA).

Tanmateix, no qualsevol col·lisió és eficaç, en el sentit de que porta al procés reactiu, i aquest fet s’ha de tenir en compte en el model també.

index-fig2

A la figura es mostren les energies de reactius i productes al llarg de la coordenada de reacció. El punt més alt de la corba representa el que anomenem estat de transició o complex activat.

Segons Arrhenius la constant de velocitat d’aquesta reacció ve expressada per l’equació següent:

 ,

on εA és l’energia d’activació, R la constant de gasos, T la temperatura i A és un factor de proporcionalitat que es coneix com factor pre-exponencial. En teories cinètiques posteriors s´ha pogut deduir teòricament la forma d’aquest factor i de fet s’observa que també depèn de la temperatura. En la teoria d’Arrhenius és només un factor empíric relacionat amb la freqüència de col·lisions efectives.