ArrheniusGesetz

Das Arrheniusgesetz (Arrhenius-Gesetz) beschreibt die Temperaturabhängigkeit der Geschwindigkeitskonstante einer chemischen Reaktion. Es wurde 1889 von Svante Arrhenius formuliert und ist eine zentrale Annahme der chemischen Kinetik. Die Gleichung lautet k = A · exp(-Ea/(R T)), wobei k die Geschwindigkeitskonstante, A der Präexponentialfaktor, Ea die Aktivierungsenergie, R die universelle Gaskonstante und T die absolute Temperatur ist.

Eine häufig verwendete lineare Form ist ln k = ln A - Ea/(R T). Eine graphische Darstellung von ln k gegen 1/T ergibt in der Regel eine Gerade mit der Steigung -Ea/R und dem y-Achsenabschnitt ln A. Aus der Steigung lässt sich Ea experimentell bestimmen, und der Parameter A gibt Hinweise auf Kollisionshäufigkeit und Orientierungseffekte, die zur Reaktionsrate beitragen.

Das Arrheniusgesetz gilt in vielen gas- und lösungsmittelbasierten Reaktionen und dient der groben Vorhersage der Temperaturabhängigkeit. Es hat jedoch Einschränkungen: Die Aktivierungsenergie kann temperaturabhängig sein, Mechanismen können sich mit der Temperatur ändern, und bei sehr niedrigen oder sehr hohen Temperaturen treten Abweichungen auf. Für komplexe Reaktionen oder Katalyse kann es mehrere Arrhenius-Regime geben.

In verwandten Bereichen, wie der Elektrochemie oder der Diffusion, wird oft eine modifizierte Form verwendet, die ähnliche Temperaturabhängigkeiten beschreibt. Das Arrheniusgesetz bleibt jedoch ein zentrales Werkzeug zur Bestimmung von Ea und zum Verständnis der kinetischen Hürde von Reaktionen.