Una Ley de Velocidad Muestra La Relación Entre Las Velocidades y Las Concentraciones
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Una ley de velocidad muestra la relación entre las velocidades y las concentraciones. Sin embargo, las velocidades también dependen de la temperatura. Con pocas excepciones la velocidad aumenta acentuadamente con el aumento de la temperatura. Van’t Hoff, químico holandés, observó empíricamente que a cada 10°C de elevación de la temperatura, la velocidad de reacción se duplica: Sin embargo, experimentalmente se observó que este cociente queda, en realidad, entre 2 y 4. Entonces en 1889, el químico sueco Syante Arrhenius propuso otra ecuación empírica que proporciona mejores resultados: Ecuación de Arrhenius: Donde: K= Constante de Velocidad Ea= Energía de Activación R= Constante de los Gases T= Temperatura Absoluta A= Factor pre-exponencial La energía de activación es la energía cinética mínima que los reactivos deben tener para que se formen los productos. Esta es justamente la más importante contribución de Arrhenius: la proposición de que los procesos químicos son activados, o sea, precisan de una cierta energía de activación para ocurrir. Así, procesos con baja energía de activación ocurren rápidamente, en cuanto procesos con elevada energía de activación ocurren más lentamente.
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Una ley de velocidad muestra la relación entre las velocidades y las concentraciones. Sin embargo, las velocidades también dependen de la temperatura. Con pocas excepciones la velocidad aumenta acentuadamente con el aumento de la temperatura. Van’t Hoff, químico holandés, observó empíricamente que a cada 10°C de elevación de la temperatura, la velocidad de reacción se duplica:
Sin embargo, experimentalmente se observó que este cociente queda, en realidad, entre 2 y 4. Entonces en 1889, el químico sueco Syante Arrhenius propuso otra ecuación empírica que proporciona mejores resultados:Ecuación de Arrhenius:
Donde:K= Constante de Velocidad
Ea= Energía de Activación
R= Constante de los Gases
T= Temperatura Absoluta
A= Factor pre-exponencial
La energía de activación es la energía cinética mínima que los reactivos deben tener para que se formen los productos. Esta es justamente la más importante contribución de Arrhenius: la proposición de que los procesos químicos son activados, o sea, precisan de una cierta energía de activación para ocurrir. Así, procesos con baja energía de activación ocurren rápidamente, en cuanto procesos con elevada energía de activación ocurren más lentamente.
