Az Arrhenius egyenlet
Egy egyszerű ütközésmodell szerint a két prekurzor közötti kémiai reakció csak az ilyen anyagok molekuláinak ütközéséből adódhat. De nem minden összecsapás kémiai reakcióhoz vezet. Meg kell oldani egy bizonyos energiahatárt. hogy a molekulák reagáljanak egymással. Vagyis a molekuláknak legalább minimális energiával (EA aktiválási energia) kell rendelkezniük ahhoz, hogy leküzdjék ezt a gátat. A molekulák kinetikus energiájáról szóló Boltzmann-eloszlásból ismert, hogy az E> E A. energiával rendelkező molekulák száma. arányos a exp (- E A R T)> \ right) >> értékkel. Ennek eredményeképpen a kémiai reakció sebességét a svéd vegyész Svante Arrhenius termodinamikai megfontolásokból nyert egyenlete mutatja:
Itt a preexponenciális A faktor jellemzi a reagáló molekulák ütközés gyakoriságát, R az univerzális gáz konstans.
Az aktív ütközés elmélete során az A a hőmérséklet függvénye, de ez a függőség meglehetősen lassú:
Ennek a paraméternek a becslései azt mutatják, hogy a 200 ° C-tól 300 ° C-ig terjedő hőmérséklet-változás az A ütközési frekvencia 10% -kal változik.
Az aktivált komplex elméletének keretei között az A-tól függő hőmérséklettől függenek, de minden esetben gyengébbek, mint az exponens.
Az Arrhenius-egyenlet a kémiai kinetika egyik alapvető egyenletévé vált. és az aktivációs energia fontos mennyiségi jellemzője az anyagok reakcióképességének.