де g - tтемпературний коефіцієнт, що приймає значення від 2 до 4.
Пояснення залежності швидкості реакції від температури було дано С. Арреніусом. До реакції наводить не кожне зіткнення молекул реагентів, а лише найсильніші зіткнення. Лише молекули, що мають надлишок кінетичної енергії, здатні до хімічної реакції.
С.Аррениус розрахував частку активних (тобто призводять до реакції) зіткнень реагуючих частинок, яка залежить від температури: - a = exp(-E/RT). і вивів рівняння Арреніуса для константи швидкості реакції:
k = koe-E/RT
де ko та E d залежать від природи реагентів. Е – це енергія, яку треба надати молекулам, щоб вони вступили у взаємодію, яка називається енергією активації.
Правило Вант-Гоффа- емпіричне правило, що дозволяє у першому наближенні оцінити вплив температури на швидкість хімічної реакції в невеликому температурному інтервалі (зазвичай від 0 до 100 °C). Я. Х. Вант-Гофф на підставі безлічі експериментів сформулював таке правило:
Енергія активаціїв хімії та біології - мінімальна кількість енергії, яку потрібно повідомити системі (у хімії виражається в джоулях на моль), щоб відбулася реакція. Термін введений Сванте Августом Арреніусом в . Типове позначення енергії реакції Ea.
Ентропія активації розглядається як різниця ентропії перехідного стану та основного стану реагентів. Вона визначається головним чином втратою трансляційного та обертального ступенів свободи частинок при утворенні активованого комплексу. Суттєві зміни (коливального ступеня свободи можуть також відбутися, якщо активований комплекс дещо щільніше упакований, ніж реагенти.
Ентропія активації такого переходу є позитивною.
Ентропія активації залежить багатьох чинників. Коли при бимолекулярній реакції дві початкові частинки з'єднуються разом, утворюючи перехідний стан, трансляційна та обертальна ентропія двох частинок зменшується до значень, що відповідають єдиній частинці; незначне зростання коливальної ентропії недостатньо компенсації цього ефекту.
Ентропії активації, по суті, більше змінюються і в залежності від будови, ніж ентальпії. Ентропії активації добре узгоджуються здебільшого з правилом Прайса і Гаммета. Цей ряд має і те приватне значення, що зростання та ентропії силапу, ймовірно, можна точно підрахувати з відомих абсолютних ентропії відповідних вуглеводнів
Залежність швидкості хімічної реакції температури.
Швидкість гетерогенних реакцій
У гетерогенних системах реакції протікають поверхні розділу фаз. При цьому концентрація твердої фази залишається практично постійною та не впливає на швидкість реакції. Швидкість гетерогенної реакції залежить тільки від концентрації речовини в рідкій або газоподібній фазі. Тому в кінетичному рівнянні концентрації твердих речовин не вказуються, їх величини входять до констант. Наприклад, для гетерогенної реакції
кінетичне рівняння можна записати
ПРИКЛАД 4. Кінетичний порядок реакції взаємодії хрому з алюмінієм дорівнює 1. Написати хімічне та кінетичне рівняння реакції.
Реакція взаємодії алюмінію з хлором гетерогенна, кінетичне рівняння може бути записано
ПРИКЛАД 5. Кінетичне рівняння реакції
має вигляд
Визначити розмірність константи швидкості та обчислити швидкість розчинення срібла при парціональному тиску кисню Па та концентрації ціаністого калію 0,055 моль/л.
Розмірність константи визначаємо з кінетичного рівняння, чаного за умови завдання:
Підставляючи дані завдання в кінетичне рівняння, знаходимо швидкість розчинення срібла:
ПРИКЛАД 6. Кінетичне рівняння реакції
має вигляд
Як зміниться швидкість реакції, якщо концентрацію хлориду ртуті (П) вдвічі зменшити, а концентрацію оксалат – іонів вдвічі збільшити?
Після зміни концентрації вихідних речовин швидкість реакції виражається кінетичним рівнянням
Порівнюючи і, знаходимо, що швидкість реакції збільшилася в 2 рази.
У разі підвищення температури швидкість хімічної реакції помітно зростає.
Кількісна залежність швидкості реакції від температури визначається правилом Вант-Гоффа.
Для характеристики залежності швидкості хімічної реакції (константи швидкості) від температури використовують температурний коефіцієнт швидкості реакції (), званий також коефіцієнтом Вант-Гоффа. Температурний коефіцієнт швидкості реакції показує, скільки разів збільшиться швидкість реакції з підвищенням температури реагуючих речовин на 10 градусів.
Математично залежність швидкості реакції від температури виражається співвідношенням
де – температурний коефіцієнт швидкості;
– Т;
Т;
–– константа швидкості реакції при температурі Т+ 10;
–– швидкість реакції при температурі Т+ 10.
Для розрахунків зручніше користуватися рівняннями
а також логарифмічними формами цих рівнянь
Зростання швидкості реакції з підвищенням температури пояснює теорія активації. Згідно з цією теорією частинки реагуючих речовин при зіткненні повинні подолати сили відштовхування, послабити або розірвати старі хімічні зв'язки та утворити нові. На це вони мають витратити певну енергію, тобто. подолати якийсь енергетичний бар'єр. Частка, що має надмірну енергію достатнього дня подолання енергетичного бар'єру, називають активними частинками.
За звичайних умов активних частинок у системі мало, і реакція протікає з меншою швидкістю. Але неактивні частинки можуть стати активними, якщо повідомити їм додаткову енергію. Одним із способів активації частинок є підвищення температури. При підвищенні температури різко зростає кількість активних частинок у системі та швидкість реакції збільшується.
Залежність швидкості реакції від температури приблизно визначається емпіричним правилом Вант-Гоффа: при зміні температури кожні 10 градусів швидкість більшості реакцій змінюється в 2-4 разу.
Математично правило Вант-Гоффа виражається так:
де v(T2) та v(T1) - швидкості реакцій, відповідно при температурах Т2 та T1 (T2> T1);
γ-температурний коефіцієнт швидкості реакції.
Значення для ендотермічної реакції вище, ніж для екзотермічної. Для багатьох реакцій γ лежить у межах 2-4.
Фізичний зміст величини γ полягає в тому, що він показує, скільки разів змінюється швидкість реакції при зміні температури на кожні 10 градусів.
Оскільки швидкість реакції та константа швидкості хімічної реакції прямопропорційні, то вираз (3.6) часто записують у наступному вигляді:
(3.7)
де k(T2), k(T1)- константи швидкості реакції відповідно
при температурах T2 та T1;
γ-температурний коефіцієнт швидкості реакції.
Приклад 8.На скільки градусів треба підвищити температуру, щоб швидкість реакції зросла в 27 разів? Температурний коефіцієнт реакції дорівнює 3.
Рішення. Використовуємо вираз (3.6):
Отримуємо: 27 = , = 3, DТ = 30.
Відповідь: на 30 градусів.
Швидкість реакції та час, за який вона протікає, пов'язані обернено пропорційною залежністю: чим більше v, тим більше
менше t. Математично це виражається співвідношенням
Приклад 9.При температурі 293 К протікає реакція за 2 хв. За який час протікатиме ця реакція при температурі 273 К, якщо γ = 2.
Рішення. З рівняння (3.8) випливає:
.
Використовуємо рівняння (3.6), оскільки 
Отримаємо:
хв.
Відповідь: 8 хв.
Правило Вант-Гоффа застосовується для обмеженої кількості хімічних реакцій. Вплив температури на швидкість процесів частіше визначають за рівнянням Арреніуса.
Рівняння Арреніуса . У 1889 р. шведський вчений С. Арре-1іус на підставі експериментів вивів рівняння, яке названо його ім'ям
де k – константа швидкості реакції;
k0 - передексноненційний множник;
е - основа натурального логарифму;
Ea - постійна, яка називається енергією активації, яка визначається природою реагентів:
R-універсальна постійна газова, рівна 8,314 Дж/моль×К.
Значення Еa для хімічних реакцій лежать у межах від 4 до 400 кДж/моль.
Багато реакцій характеризуються певним енергетичним бар'єром. Для його подолання необхідна енергія актації - деяка надмірна енергія (порівняно зі шкідливою енергією молекул при даній температурі), якою повинні мати молекули для того, щоб їх зіткнення було ефективним, тобто призвело б до утворення нової речовини. Зі зростанням температури кількість активних молекул швидко збільшується, як і призводить до різкого зростання швидкості реакції.
У загальному випадку, якщо температура реакції змінюється від Т1 до Т2, рівняння (3.9) після логарифмування набуде вигляду:
. (3.10)
Це рівняння дозволяє розраховувати енергію активації реакції за зміни температури від Т1 до Т2.
Швидкість хімічних реакцій зростає у присутності каталізатора. Дія каталізатора полягає в тому, що він утворює з реагентами нестійкі проміжні сполуки (активовані комплекси), розпад яких призводить до утворення продуктів реакції. При цьому енергія активації, знижується, і активними стають молекули, енергія яких була недостатня для здійснення реакції за відсутності каталізатора. В результаті зростає загальна кількість активних молекул і збільшується швидкість реакції.
Зміна швидкості реакції у присутності каталізатора виражається наступним рівнянням:
, (3.11)
де vкат, і Ea(кат) - швидкість та енергія активації хімічної реакції у присутності каталізатора;
v та Еа - швидкість та енергія активації хімічної реакції без каталізатора.
Приклад 10. Енергія активації деякої реакції відсутність каталізатора дорівнює 75,24 кДж/моль, з каталізатором - 50,14 кДж/моль. У скільки разів зростає швидкість реакції у присутності каталізатора, якщо реакція протікає за температури 298 К? Рішення. Скористаємось рівнянням (3.11). Підставляючи в рівняння дані
Підвищення температури прискорює усі хімічні реакції. Спочатку Вант-Гофф експериментально встановив, що при Збільшення температури на кожні 10 градусів швидкість зростає в 2 ? 4 рази (правило Вант-Гоффа ). Це відповідає статечній залежності швидкості від температури:
де Т > Т 0 g - температурний коефіцієнт Вант-Гофф.
Однак це рівняння теоретично не обґрунтоване ; експериментальні дані краще описуються експоненційною функцією (рівняння Арреніуса):
,
де А - передекспоненційний множник, що не залежить від Т, Е а - енергія активації хімічної реакції (кДж/моль), R - універсальна постійна газова.
Рівняння Арреніуса зазвичай записують для константи швидкості:
.
Це рівняння теоретично обґрунтовується методами статистичної фізики. Якісно це обгрунтування полягає в наступному: оскільки реакції йдуть в результаті безладних зіткнень молекул, ці зіткнення характеризуються практично безперервним набором енергій від найменших до дуже великих. Очевидно, що реакція відбудеться лише тоді, коли молекули стикаються з енергією, достатньою для розриву (або суттєвого розтягування) деяких хімічних зв'язків. Для кожної системи існує поріг енергії Е а, починаючи з якого енергія достатня для протікання реакції, - цьому механізму якраз і відповідає крива 1 на малюнку 5.1. Так як зіткнення відбуваються з частотою, яка залежить від температури за експоненційним законом, то і виходять формули 5.9 і 5.10. Тоді передекспоненційні множники А і k 0 становлять деяку характеристику повного числа зіткнень, а член - частку результативних зіткнень.
Аналіз експериментальних даних проводять, користуючись логарифмічною формою рівняння Арреніуса:
.
Графік будують у так званих ареніусівських координатах
(ln k -), рис. 7.2; з графіка знаходять k o та Е а.
За наявності експериментальних даних для двох температур k o і Е легко теоретично знайти:
; 
;
Швидкість хімічної реакції значною мірою залежить від активації енергії. Для переважної більшості реакцій вона лежить у межах від 50 до 250 кДж/моль. Реакції, для яких
Е а > 150 кДж/моль при кімнатній температурі практично не протікають.
приклад 1.Складна необоротна реакція 2N 2 O 5 = 4NO 2 + O 2 є реакцією першого порядку. Як зміниться її швидкість зі збільшенням тиску в 5 разів?
Рішення.Кінетичне рівняння цієї реакції у загальному вигляді: V = k · a . Оскільки реакція складна, то, можливо, що a ¹ 2. За умовою порядок реакції
a = 1. Для газових реакцій роль концентрації виконує тиск. Тому
V = kP, і якщо Р 1 = 5Р, то V 1 / V = 5, тобто. швидкість зростає у п'ять разів.
Знайти константу швидкості, порядки за реагентами та записати кінетичне рівняння.
Рішення.Кінетичне рівняння для швидкості цієї реакції у загальному вигляді:
V = k a b.
Дані таблиці дозволяють визначити порядки реакції з NO (a) і H 2 (b) шляхом зниження порядку реакції, тобто. аналізуючи досліди, у яких одне із реагентів має постійну концентрацію. Так, = 0,01 у першому та другому стовпцях, при цьому змінюється.
. (Приватний порядок по H 2).
Для другого і третього стовпців, навпаки, однакова, а різні, тому:
(Приватний порядок за NO).
Оскільки a і b збігаються зі стехіометричними коефіцієнтами, то реакція може бути простою. Константа швидкості може бути знайдена за даними кожного стовпця:
Отже, кінетичне рівняння: V = 2,5 . 10 3 2 .
Сумарний (загальний) порядок цієї реакції (a+b) дорівнює 3.
приклад 3.Швидкість реакції А + 3В = АВ3 визначається кінетичним рівнянням V = k [А] · [B]. Визначте загальний порядок реакції. Яка це реакція – проста чи складна? У скільки разів збільшиться швидкість реакції зі збільшенням концентрацій у 3 рази?
Рішення.Порядок реакції визначається сумою показників ступенів реагентів у кінетичному рівнянні. Для цієї реакції загальний порядок дорівнює двом (1+1).
Якби ця реакція була простою, то за законом діючих мас
V = k [А] 1 . [B] 3 і загальний порядок дорівнював (1+ 3) = 4, тобто. показники ступенів у кінетичному рівнянні не збігаються зі стехіометричними коефіцієнтами, отже, реакція складна і проходить у кілька стадій.
При збільшенні концентрацій реагентів в 3 рази: V 1 = k · 3 [A] · 3 [B] = 3 2 V, тобто швидкість збільшиться в 3 2 = 9 разів.
приклад 4.Визначити енергію активації реакції та її температурний коефіцієнт, якщо при 398 і 600 0 C константи швидкості рівні, відповідно, 2,1×10 -4 та 6,25×10 -1 .
Рішення.Е а за двома значеннями може бути розрахована за формулою 5.12 :
192б33 Дж/моль.
Температурний коефіцієнт знаходимо з виразу (5.8), т.к. V µ k:
.
Каталіз
Одним з найбільш поширених у хімічній практиці методів прискорення хімічних реакцій є каталіз.
Наприклад, для реакції А2 + В2 = 2АВ
участь каталізатора До можна виразити рівнянням
А 2 + К + В 2 ® А 2 .... К + В 2 ® А 2 ... К ... В 2 ® 2АВ + К.
Ці рівняння можна уявити кривими потенційної енергії (рис. 5.2.).
Мал. 5.2. Енергетична схема перебігу реакції
з каталізатором та без каталізатора
З малюнка 5.2 видно, що:
1) каталізатор зменшує енергію активації, змінюючи механізм реакції, вона протікає через нові стадії, кожна з яких характеризується невисокою енергією активації;
2) каталізатор не змінює DН реакції (а також DG, DU та DS);
3) якщо реакція, що каталізується, оборотна, каталізатор не впливає на рівновагу, не змінює константу рівноваги і рівноважні концентрації компонентів системи. Він однаково прискорює і пряму, і зворотну реакції, тим самим прискорюючи час досягнення рівноваги.
Очевидно, у присутності каталізатора енергія активації реакції знижується на величину DЕ до. Оскільки у виразі для константи швидкості реакції (рівняння 5.10) енергія активації входить у негативний показник ступеня, то навіть невелике зменшення Е викликає дуже велике збільшення швидкості реакції: 
.
Вплив каталізатора на зниження Е можна показати на прикладі реакції розпаду іодиду водню:
2HI = H2 + I2.
Таким чином, для аналізованої реакції зменшення енергії
активації на 63 кДж, тобто. в 1,5 рази, відповідає підвищенню швидкості реакції при 500 До більш ніж 10 6 разів.
Слід зазначити, що передекспоненційний множник каталітичної реакції k 0 1 не дорівнює k 0 зазвичай значно менше, проте відповідне зменшення швидкості далеко не компенсує її збільшення за рахунок Е а.
Приклад 5.Енергія активації деякої реакції відсутність каталізатора дорівнює 75,24 кДж/моль, а з каталізатором - 50,14 кДж/моль. У скільки разів зростає швидкість реакції у присутності каталізатора, якщо реакція протікає при 25 0 С, а передекспоненційний множник у присутності каталізатора зменшується у 10 разів.
Рішення.Позначимо енергію активації реакції без каталізатора через Е а, а при каталізатора - через Еа 1 ; відповідні константи швидкостей реакцій позначимо через k та k 1 . Використовуючи рівняння Арреніуса (5.9) (див. розділ 5.3) та приймаючи k 0 1 /k 0 = 10, знаходимо:
Звідси 
Остаточно знаходимо:
Таким чином, зниження енергії активації каталізатором на 25,1 кДж призвело до збільшення швидкості реакції у 2500 разів, незважаючи на 10-кратне зменшення передекспоненційного множника.
Каталітичні реакції класифікуються за типом каталізаторів та за типом реакцій. Так, наприклад, за агрегатним станом каталізаторів та реагентів каталіз поділяється на гомогенний(каталізатор і реагент утворюють одну фазу) та гетерогенний(каталізатор та реагенти – у різних фазах, є межа розділу фаз між каталізатором та реагентами).
Прикладом гомогенного каталізу може бути окислення до СО 2 киснем в присутності NO 2 (каталізатор). Механізм каталізу можна зобразити наступними реакціями:
CO (г) + NO 2 (г) ® CO 2 (г) + NO (г) ,
2NO (г) + O 2 (г) ® 2NO 2 (г) ;
і каталізатор (NO 2) знову бере участь у першій реакції.
Аналогічно цьому може бути каталізована реакція окислення SO 2 SO 3 ; подібна реакція застосовується у виробництві сірчаної кислоти "нітрозним" способом.
Прикладом гетерогенного каталізу є отримання SO 3 із SO 2 у присутності Pt або V 2 O 5:
SO 2 (г) + O 2 (г) ® SO 3 (г) .
Ця реакція також застосовується у виробництві сірчаної кислоти (контактний метод).
Гетерогенний каталізатор (залізо) застосовується також у виробництві аміаку з азоту та водню та у багатьох інших процесах.
Ефективність гетерогенних каталізаторів зазвичай набагато більша, ніж гомогенних. Швидкість каталітичних реакцій у разі гомогенного каталізатора залежить від його концентрації, а у випадку гетерогенного - від його питомої поверхні (тобто дисперсності) - чим вона більша, тим більша швидкість. Останнє пов'язано з тим, що каталітична реакція йде на поверхні каталізатора і включає стадії адсорбції (прилипання) молекул реагентів на поверхні; після закінчення реакції її продукти десорбуються. Для збільшення поверхні каталізаторів їх подрібнюють або одержують спеціальними способами, у яких утворюються дуже тонкодисперсні порошки.
Наведені приклади одночасно є прикладами окисно-відновного каталізу.У цьому випадку як каталізатори зазвичай виступають перехідні метали або їх з'єднання (Mn 3+ , Pt, Au, Ag, Fe, Ni, Fe 2 O 3 та ін).
У кислотно-основному каталізіроль каталізатора виконують Н + , ОН - та інші подібні частинки - носії кислотності та основності. Так, реакція гідролізу
CH 3 COOCH 3 + H 2 O CH 3 COOH + CH 3 OH
прискорюється приблизно 300 разів при додаванні будь-якої з сильних кислот: HCl, HBr або HNO 3 .
Велике значення каталіз має у біологічних системах. У цьому випадку каталізатор називають ферментом.Ефективність дії багатьох ферментів набагато більша, ніж звичайних каталізаторів. Наприклад, для реакції зв'язування азоту в аміак
N 2 + 3H 2 = 2NH 3
у промисловості використовується гетерогенний каталізатор у вигляді губчастого заліза з добавками оксидів та сульфатів металів.
При цьому реакція проводиться при Т»700 К і Р»30 МПа. Той самий синтез йде у бульбах бобових рослин під впливом ферментів при звичайних Т і Р.
Каталітичні системи небайдужі до домішок та добавок. Деякі з них збільшують ефективність каталізу, як наприклад, у наведеному вище прикладі каталізу синтезу аміаку залізом. Такі добавки в каталізатор називаються промоторами(оксиди калію та алюмінію в залозі). Деякі домішки, навпаки, пригнічують каталітичну реакцію ("отруюють" каталізатор), це каталітичні отрути.Наприклад, синтез SO 3 на Pt-каталізаторі дуже чутливий до домішок, що містять сульфідну сірку; сірка отруює поверхню платинового каталізатора. І навпаки, каталізатор на основі V 2 O 5 малочутливий до таких домішок; честь розробки каталізатора з урахуванням оксиду ванадію належить російському вченому Г.К. Борескову.
Константа швидкості реакції є функцією від температури; підвищення температури зазвичай збільшує константу швидкості. Першу спробу врахувати вплив температури було зроблено Вант-Гоффом, який сформулював таке емпіричне правило:
При підвищенні температури кожні 10 градусів константа швидкості елементарної хімічної реакції збільшується у 2 – 4 разу.
Величина, що показує, у скільки разів збільшується константа швидкості при підвищенні температури на 10 градусів, є температурний коефіцієнт константи швидкості реакціїγ. Математично правило Вант-Гоффа можна записати так:
(II.30)
Однак правило Вант-Гоффа застосовується лише у вузькому температурному інтервалі, оскільки температурний коефіцієнт швидкості реакції γ сам є функцією від температури; при дуже високих і дуже низьких температурах γ стає рівним одиниці (тобто швидкість хімічної реакції перестає залежати від температури).
Рівняння Арреніуса
Очевидно, що взаємодія частинок здійснюється при їх зіткненнях; однак число зіткнень молекул дуже велике і, якби кожне зіткнення призводило до хімічної взаємодії частинок, всі реакції протікали практично миттєво. Арреніус постулював, що зіткнення молекул будуть ефективні (тобто будуть призводити до реакції) тільки в тому випадку, якщо стикаються молекули мають деякий запас енергії - енергію активації.
Енергія активації є мінімальна енергія, якою повинні мати молекули, щоб їх зіткнення могло призвести до хімічної взаємодії.
Розглянемо шлях деякої елементарної реакції
А + В ––> С
Оскільки хімічна взаємодія частинок пов'язана з розривом старих хімічних зв'язків та утворенням нових, вважається, що будь-яка елементарна реакція проходить через утворення деякої нестійкої проміжної сполуки, яка називається активованим комплексом:
А ––> K # ––> B
Утворення активованого комплексу завжди потребує витрати деякої кількості енергії, що викликане, по-перше, відштовхуванням електронних оболонок та атомних ядер при зближенні частинок і, по-друге, необхідністю побудови певної просторової конфігурації атомів в активованому комплексі та перерозподілу електронної густини. Таким чином, по дорозі з початкового стану кінцева система повинна подолати свого роду енергетичний бар'єр. Енергія активації реакції приблизно дорівнює перевищенню середньої енергії активованого комплексу над середнім рівнем енергії реагентів. Очевидно, що якщо пряма реакція є екзотермічною, то енергія активації зворотної реакції Е" А вище, ніж енергія активації прямої реакції E A . Енергії активації прямої та зворотної реакції пов'язані один з одним через зміну внутрішньої енергії в ході реакції. діаграми хімічної реакції (рис. 2.5).
Мал. 2.5.Енергетична діаграма хімічної реакції. E вих – середня енергія частинок вихідних речовин, E прод – середня енергія частинок продуктів реакції.
Оскільки температура є мірою середньої кінетичної енергії частинок, підвищення температури призводить до збільшення частки частинок, енергія яких дорівнює або більше енергії активації, що призводить до збільшення константи швидкості реакції (рис.2.6):
Мал. 2.6.Розподіл частинок з енергії. Тут nЕ/N - частка частинок, що мають енергію E; E i - середня енергія частинок при температурі T i (T 1< T 2 < T 3).
Розглянемо термодинамічний висновок виразу, що описує залежність константи швидкості реакції від температури та величини енергії активації – рівняння Арреніуса. Відповідно до рівняння ізобари Вант-Гоффа,
Оскільки константа рівноваги є відношенням констант швидкостей прямої та зворотної реакції, можна переписати вираз (II.31) таким чином:
(II.32)
Представивши зміну ентальпії реакції ΔHº у вигляді різниці двох величин E 1 і E 2 отримуємо:
(II.33)
(II.34)
Тут С – деяка константа. Постулювавши, що С = 0, отримуємо рівняння Арреніуса, де E A – енергія активації:
Після невизначеного інтегрування виразу (II.35) отримаємо рівняння Арреніуса в інтегральній формі:
(II.36)
(II.37)
Мал. 2.7.Залежність логарифму константи швидкості хімічної реакції зворотної температури.
Тут A – стала інтегрування. З рівняння (II.37) неважко показати фізичний зміст передекспоненційного множника A, який дорівнює константі швидкості реакції при температурі, що прагне нескінченності. Як очевидно з висловлювання (II.36), логарифм константи швидкості лінійно залежить від зворотної температури (рис.2.7); величину енергії активації E A і логарифм передекспоненційного множника A можна визначити графічно (тангенс кута нахилу прямої до осі абсцис і відрізок прямої на осі ординат).
Знаючи енергію активації реакції та константу швидкості при будь-якій температурі T 1 за рівнянням Арреніуса можна розрахувати величину константи швидкості при будь-якій температурі T 2:
(II.39)
