Arrhenius equation
http://dbpedia.org/resource/Arrhenius_equation an entity of type: Agent
Die Arrhenius-Gleichung, benannt nach Svante Arrhenius, beschreibt näherungsweise eine quantitative Temperaturabhängigkeit bei physikalischen und vor allem chemischen Prozessen, bei denen auf molekularer Ebene eine Aktivierungsenergie überwunden werden muss. Sie beschreibt eine phänomenologische Beziehung und gilt für sehr viele chemische Reaktionen. Sie ist mit der Eyring-Gleichung verwandt, die einen Zusammenhang der mikroskopischen Deutung darstellt.
rdf:langString
La ecuación de Arrhenius es una expresión matemática que se utiliza para comprobar la dependencia de la constante de velocidad (o cinética) de una reacción química con respecto a la temperatura a la que se lleva a cabo esa reacción. La ecuación fue propuesta primeramente por el químico neerlandés J. H. van 't Hoff en 1884; cinco años después en 1889 el químico sueco Svante Arrhenius dio una justificación física y una interpretación para la ecuación. Actualmente, es vista mejor como una relación empírica. Puede usarse para modelar la variación de temperatura de coeficientes de difusión, población de vacantes cristalinas, velocidad de fluencia y muchas otras reacciones o procesos inducidos térmicamente.[cita requerida]
rdf:langString
물리학에서 아레니우스 방정식은 반응 속도의 온도 의존도를 나타내는 공식이다. 스웨덴의 물리학자인 스반테 아레니우스는 1889년에 평형 상수의 온도 의존에 대한 판트호프 방정식을 제안한 네덜란드의 화학자인 야코뷔스 헨리퀴스 판트 호프의 연구에 근거하여 아레니우스 방정식을 제안하였다. 이 방정식은 화학 반응의 속도와 활성화 에너지 계산에 중요하게 적용된다. 또한, 이온 반응 등 일부 고속도 반응을 제외하고 균일 기체상 및 액체상 반응, 불균일 접촉 반응 등의 일반 화학 반응은 물론 확산 및 점성 등의 수송 현상에도 광범위하게 적용된다. 확산 계수의 온도에 따른 변화, 크리프 변형의 시간적 변화율(크리프 속도) 및 기타 열적으로 유발된 많은 공정/반응을 모델링하는 데 사용할 수 있다. 어링 방정식도 속도와 에너지의 관계를 표현한다.
rdf:langString
アレニウスの式（アレニウスのしき、英: Arrhenius equation）は、スウェーデンの科学者スヴァンテ・アレニウスが1884年に提出した、ある温度での化学反応の速度を予測する式である。5年後の1889年、ヤコブス・ヘンリクス・ファント・ホッフによりこの式の物理学的根拠が与えられた。 反応の速度定数 k は ：温度に無関係な定数（）：活性化エネルギー（1molあたり） ：気体定数 ：絶対温度 で表される。活性化エネルギーEa の単位として、1モルあたりではなく1粒子あたりで考えると、 ：ボルツマン定数 と表すことも出来る。 活性化エネルギーはアレニウスパラメータとも呼ばれる。また指数関数部分 exp (-Ea /RT ) はボルツマン因子と呼ばれる。
rdf:langString
Рівня́ння Арре́ніуса — закон, що встановлює залежність константи швидкості хімічної реакції від температури .
rdf:langString
阿瑞尼斯方程（或公式）是化学反应的速率常数与温度之间的关系式，适用于基元反应和非基元反应，甚至某些。其不定积分形式为： 或 其中：
* 为反应的速率常数；
* 称为指前因子/阿伦尼乌斯常数，单位与 相同；
* 为反应的活化能，单位为焦爾每莫耳（J/mol）或千焦每莫耳（kJ/mol），在温度变化范围不大时被视为常数；
* 为气体常数；
* 为绝对温标下的温度，单位为开尔文（K）。
rdf:langString
معادلة أرهنيوس في الكيمياء هي معادلة سميت نسبة لصاحبها العالم الكيميائي سفانت أرهنيوس، وهي تصف المسيرة الزمنية للتفاعلات الكيميائية (حركية كيميائية). وتعطي تلك المعادلة مقادير ثابت معدل التفاعل واعتماده على درجة الحرارة. حيث: معامل يسمى معامل التردد (أومعامل اصطدام الجزيئات) ،: طاقة تنشيط (بوحدة: جول·مول-1)،: = 8,314 J·K-1·mol-1 ثابت الغازات العام: درجة الحرارة (بوحدة:كلفن)،: ثابت معدل التفاعل اعتبر ارهينيوس معامل الاصتدام ثابتا، ولكن اتضح فيما أن المعادلة تقريبية، وأن نفسها تعتمد على درجة الحرارة طبقا للعلاقة:
rdf:langString
L' equació d'Arrhenius és una expressió matemàtica que s'utilitza per a comprovar la dependència de la constant de velocitat (o cinètica) d'una reacció amb la temperatura a la que es porta a terme aquesta reacció, d'acord amb l'expressió: on: Per ser usada com a model de regressió lineal entre les variables i , aquesta equació pot ser reescrita com:
rdf:langString
Ve fyzikální chemii je Arrheniova rovnice rovnicí pro výpočet teplotní závislosti reakčních rychlostí . Rovnici představil Svante Arrhenius v roce 1889 na základě práce nizozemského chemika Jacobuse Henricus van 't Hoffa, který v roce 1884 poznamenal, že van 't Hoffova rovnice pro teplotní závislost rovnovážných konstant navrhuje takový vzorec pro rychlosti dopředné i zpětné reakce. Tato rovnice má rozsáhlé a důležité použití při určování rychlosti chemických reakcí a pro výpočet aktivační energie. Arrhenius poskytl fyzikální zdůvodnění a výklad pro vzorec. V současné době je nanejvýš brána jen jako empirický vztah . Rovnice může být použita k modelování teplotních změn difúzních koeficientů, četnost krystalových vakancí, rychlosti tečení a mnoha dalších tepelně indukovaných procesů/r
rdf:langString
In physical chemistry, the Arrhenius equation is a formula for the temperature dependence of reaction rates. The equation was proposed by Svante Arrhenius in 1889, based on the work of Dutch chemist Jacobus Henricus van 't Hoff who had noted in 1884 that the van 't Hoff equation for the temperature dependence of equilibrium constants suggests such a formula for the rates of both forward and reverse reactions. This equation has a vast and important application in determining the rate of chemical reactions and for calculation of energy of activation. Arrhenius provided a physical justification and interpretation for the formula. Currently, it is best seen as an empirical relationship. It can be used to model the temperature variation of diffusion coefficients, population of crystal vacancies
rdf:langString
La ekvacio de Arrhenius estas simpla, sed rimarkinde preciza, formulo por la influo de temperaturo al la rapideckonstanto de kemia reakcio. La nederlanda kemiisto J. H. van 't Hoff unue proponis la ekvacion en 1884. En 1889 la sveda kemiisto Svante Arrhenius klarigis teorion por ĝi. Nuntempe oni konsideras ĝin empiria rilato. Oni povas uzi ĝin por modeligi la temperaturvariadon de difuzaj koeficientoj, nombrado de truoj en kristaloj, rapido de rampfluo, kaj multaj aliaj procezoj kaŭzitaj de varmo.
rdf:langString
Persamaan Arrhenius memberikan nilai dasar dari hubungan antara energi aktivasi dengan laju proses reaksi. Dari Persamaan Arrhenius ini, energi aktivasi dapat dinyatakan sebagai berikut: Di dalam ilmu kimia, energi aktivasi merupakan sebuah istilah yang diperkenalkan oleh Svante Arrhenius, yang didefinisikan sebagai energi yang harus dilampaui agar reaksi kimia dapat terjadi. Energi aktivasi bisa juga diartikan sebagai energi minimum yang dibutuhkan agar reaksi kimia tertentu dapat terjadi. Energi aktivasi sebuah reaksi biasanya dilambangkan sebagai Ea, dengan satuan kilo joule per mol (KJ/mol).
rdf:langString
In chimica l'equazione di Arrhenius è un'equazione differenziale lineare del primo ordine omogenea a coefficienti costanti che mette in relazione la costante di velocità con la variazione di temperatura. Il chimico nel 1889 dedusse che la costante di velocità potesse dipendere dall'esponenziale dell'inverso della temperatura: ne dedusse una dipendenza basata sulla distribuzione di Boltzmann: dove:
rdf:langString
En cinétique chimique, la loi d'Arrhenius établit la dépendance de la vitesse d'une réaction chimique à la température. Cette loi est énoncée par Svante A. Arrhenius en 1889 dans son article intitulé « On the reaction velocity of the inversion of cane sugar by acids ». Cependant, elle n'est universellement acceptée par ses contemporains que vers 1910. La loi d'Arrhenius est vérifiée expérimentalement par un grand nombre de réactions chimiques ; toutefois, toutes les réactions ne suivent pas cette loi, comme les réactions enzymatiques.
rdf:langString
Równanie Arrheniusa – równanie, podane przez szwedzkiego chemika Svantego Arrheniusa, wyrażające zależność stałej szybkości reakcji od temperatury: lub w postaci logarytmicznej: gdzie: – stała szybkości reakcji, – czynnik przedeksponencjalny związany z częstością zderzeń skutecznych w danej reakcji, – podstawa logarytmu naturalnego, – energia aktywacji reakcji (J·mol−1), – temperatura (K), – uniwersalna stała gazowa wynosząca 8,31446261815324 J·mol−1·K−1.
rdf:langString
De vergelijking van Arrhenius voorspelt de mate van chemische reactie, dat wil zeggen de reactiesnelheid, bij een bepaalde temperatuur, gezien de activeringsenergie en de kans van succesvolle botsing van moleculen. De vergelijking is genoemd naar de Zweedse wetenschapper Svante Arrhenius. met Men kan zien dat of het verhogen van de temperatuur of het verlagen van de activeringsenergie (bijvoorbeeld door het gebruik van katalysatoren) de reactiesnelheid verhoogt. Zowel k als A moeten voor een specifieke reactie experimenteel bepaald worden. waarin
rdf:langString
A Equação de Arrhenius permite calcular a variação da constante de velocidade de uma reação química com a temperatura. É uma equação bastante utilizada na cinética química, onde é utilizada também para a determinação da energia de ativação de reações. A Equação de Arrhenius é determinada por: Onde: k = constante de velocidade; ou velocidade específica de reação; A = fator pré-exponencial ou fator de frequência(depende, dentre outros, da área de contato); Ea = Energia de ativação (J/mol ou cal/mol); R = constante dos gases = 8,314 J/mol*K; T = temperatura absoluta, K.;
rdf:langString
Arrhenius ekvation är en ekvation som bestämmer en kemisk reaktions hastighet vid en viss temperatur genom att utgå från aktiveringsenergin och sannolikheten för lyckosamma kollisioner mellan molekylerna. Lagen är uppkallad efter Svante Arrhenius. Vid temperaturen T har en mol av en molekyl den termiska energin RT, där R är den allmänna gaskonstanten (8,314570 J·K-1·mol-1). Bråkdelen av de molekyler som har en energi som överstiger den s.k. aktiveringsenergin EA bidrar exponentiellt till reaktionshastigheten k, eller formulerat med arrhenius-ekvationen,
rdf:langString
Уравне́ние Арре́ниуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры . Согласно простой модели столкновений, химическая реакция между двумя исходными веществами может происходить только в результате столкновения молекул этих веществ. Но не каждое столкновение ведёт к химической реакции. Необходимо преодолеть определённый энергетический барьер, чтобы молекулы начали друг с другом реагировать. То есть молекулы должны обладать некой минимальной энергией (энергия активации ), чтобы этот барьер преодолеть. Из распределения Больцмана для кинетической энергии молекул известно, что число молекул, обладающих энергией , пропорционально . В результате скорость химической реакции представляется уравнением, которое было получено шведским химиком Сванте Аррениусом из тер
rdf:langString
rdf:langString
معادلة أرهنيوس
rdf:langString
Equació d'Arrhenius
rdf:langString
Arrheniova rovnice
rdf:langString
Arrhenius-Gleichung
rdf:langString
Ekvacio de Arrhenius
rdf:langString
Arrhenius equation
rdf:langString
Ecuación de Arrhenius
rdf:langString
Persamaan Arrhenius
rdf:langString
Loi d'Arrhenius
rdf:langString
Equazione di Arrhenius
rdf:langString
アレニウスの式
rdf:langString
아레니우스 방정식
rdf:langString
Vergelijking van Arrhenius
rdf:langString
Równanie Arrheniusa
rdf:langString
Equação de Arrhenius
rdf:langString
Уравнение Аррениуса
rdf:langString
Arrhenius ekvation
rdf:langString
阿伦尼乌斯方程
rdf:langString
Рівняння Арреніуса
xsd:integer
47011
xsd:integer
1123333780
rdf:langString
L' equació d'Arrhenius és una expressió matemàtica que s'utilitza per a comprovar la dependència de la constant de velocitat (o cinètica) d'una reacció amb la temperatura a la que es porta a terme aquesta reacció, d'acord amb l'expressió: on: : constant cinètica (depenent de la temperatura): factor preexponencial d'Arrhenius. Com es pot deduir fàcilment, les seves unitats són les mateixes que les que té K(T), que són variables. Depenent de l'ordre de reacció tindrà unes unitats diferents; normalment del tipus mol/(L.s) etc.: energia d'activació: constant universal dels gasos: temperatura absoluta [K] Per ser usada com a model de regressió lineal entre les variables i , aquesta equació pot ser reescrita com:
rdf:langString
معادلة أرهنيوس في الكيمياء هي معادلة سميت نسبة لصاحبها العالم الكيميائي سفانت أرهنيوس، وهي تصف المسيرة الزمنية للتفاعلات الكيميائية (حركية كيميائية). وتعطي تلك المعادلة مقادير ثابت معدل التفاعل واعتماده على درجة الحرارة. حيث: معامل يسمى معامل التردد (أومعامل اصطدام الجزيئات) ،: طاقة تنشيط (بوحدة: جول·مول-1)،: = 8,314 J·K-1·mol-1 ثابت الغازات العام: درجة الحرارة (بوحدة:كلفن)،: ثابت معدل التفاعل ويلاحظ أن الدالة هنا دالة أسية للأساس الطبيعي e ، وأن كلا من البسط في الأس والمقام لهما نفس الوحدة وهي جول/مول، وبناءً على ذلك فالوحدات تمحو بعضها ويبقى الأس عددًا حقيقيًا ليست له وحدات (يقال عن ذلك تجانس الوحدات). اعتبر ارهينيوس معامل الاصتدام ثابتا، ولكن اتضح فيما أن المعادلة تقريبية، وأن نفسها تعتمد على درجة الحرارة طبقا للعلاقة: حيث u^* ثابت. ومنها نستنتج أن A تزيد مع الجذر التربيعي لدرجة الحرارة، وتعمل بدورها هي الأخرى على تزايد سرعة التفاعل مع ارتفاع درجة الحرارة، لكنه ارتفاعا بطيئا، وان سرعة التفاعل تتحكم فيها درجة الحرارة بدرجة أشد من خلال الدالة الأسية. إذن يمكننا كتابة المعادلة الأكثر دقة والتي تأخذ أيضا اعتماد المعامل A على درجة الحرارة كالآتي:
rdf:langString
Ve fyzikální chemii je Arrheniova rovnice rovnicí pro výpočet teplotní závislosti reakčních rychlostí . Rovnici představil Svante Arrhenius v roce 1889 na základě práce nizozemského chemika Jacobuse Henricus van 't Hoffa, který v roce 1884 poznamenal, že van 't Hoffova rovnice pro teplotní závislost rovnovážných konstant navrhuje takový vzorec pro rychlosti dopředné i zpětné reakce. Tato rovnice má rozsáhlé a důležité použití při určování rychlosti chemických reakcí a pro výpočet aktivační energie. Arrhenius poskytl fyzikální zdůvodnění a výklad pro vzorec. V současné době je nanejvýš brána jen jako empirický vztah . Rovnice může být použita k modelování teplotních změn difúzních koeficientů, četnost krystalových vakancí, rychlosti tečení a mnoha dalších tepelně indukovaných procesů/reakcí. Eyringova rovnice, představená v roce 1935, také vyjadřuje vztah mezi rychlostí a energií. Téměř ve všech praktických případech je a "k" se rychle zvyšuje s T.Z pohledu matematiky, při velmi vysokých teplotách když , k se vyrovná a blíží se k A jako limitu, ale tento případ v realitě nenastává. Arrheniova rovnice udává závislost rychlostní konstanty chemické reakce na absolutní teplotě jako:
*
rdf:langString
Die Arrhenius-Gleichung, benannt nach Svante Arrhenius, beschreibt näherungsweise eine quantitative Temperaturabhängigkeit bei physikalischen und vor allem chemischen Prozessen, bei denen auf molekularer Ebene eine Aktivierungsenergie überwunden werden muss. Sie beschreibt eine phänomenologische Beziehung und gilt für sehr viele chemische Reaktionen. Sie ist mit der Eyring-Gleichung verwandt, die einen Zusammenhang der mikroskopischen Deutung darstellt.
rdf:langString
In physical chemistry, the Arrhenius equation is a formula for the temperature dependence of reaction rates. The equation was proposed by Svante Arrhenius in 1889, based on the work of Dutch chemist Jacobus Henricus van 't Hoff who had noted in 1884 that the van 't Hoff equation for the temperature dependence of equilibrium constants suggests such a formula for the rates of both forward and reverse reactions. This equation has a vast and important application in determining the rate of chemical reactions and for calculation of energy of activation. Arrhenius provided a physical justification and interpretation for the formula. Currently, it is best seen as an empirical relationship. It can be used to model the temperature variation of diffusion coefficients, population of crystal vacancies, creep rates, and many other thermally-induced processes/reactions. The Eyring equation, developed in 1935, also expresses the relationship between rate and energy.
rdf:langString
La ekvacio de Arrhenius estas simpla, sed rimarkinde preciza, formulo por la influo de temperaturo al la rapideckonstanto de kemia reakcio. La nederlanda kemiisto J. H. van 't Hoff unue proponis la ekvacion en 1884. En 1889 la sveda kemiisto Svante Arrhenius klarigis teorion por ĝi. Nuntempe oni konsideras ĝin empiria rilato. Oni povas uzi ĝin por modeligi la temperaturvariadon de difuzaj koeficientoj, nombrado de truoj en kristaloj, rapido de rampfluo, kaj multaj aliaj procezoj kaŭzitaj de varmo. Ekzistas empirio, ke por ĉiu 10 °C pliiĝo de temperaturo, la rapido de ajna reakcio duobliĝas aŭ triobliĝos. Tamen, tio kelkakaze malpravas.
rdf:langString
La ecuación de Arrhenius es una expresión matemática que se utiliza para comprobar la dependencia de la constante de velocidad (o cinética) de una reacción química con respecto a la temperatura a la que se lleva a cabo esa reacción. La ecuación fue propuesta primeramente por el químico neerlandés J. H. van 't Hoff en 1884; cinco años después en 1889 el químico sueco Svante Arrhenius dio una justificación física y una interpretación para la ecuación. Actualmente, es vista mejor como una relación empírica. Puede usarse para modelar la variación de temperatura de coeficientes de difusión, población de vacantes cristalinas, velocidad de fluencia y muchas otras reacciones o procesos inducidos térmicamente.[cita requerida]
rdf:langString
En cinétique chimique, la loi d'Arrhenius établit la dépendance de la vitesse d'une réaction chimique à la température. Cette loi est énoncée par Svante A. Arrhenius en 1889 dans son article intitulé « On the reaction velocity of the inversion of cane sugar by acids ». Cependant, elle n'est universellement acceptée par ses contemporains que vers 1910. La loi d'Arrhenius est vérifiée expérimentalement par un grand nombre de réactions chimiques ; toutefois, toutes les réactions ne suivent pas cette loi, comme les réactions enzymatiques. La loi d'Arrhenius est une loi empirique. Elle a pris par la suite une grande importance théorique car compatible avec la théorie des collisions et celle du complexe activé d'Eyring et Polanyi en 1935. Cette approche théorique permet d'obtenir l'équation d'Eyring, qui présente des similitudes avec la loi d'Arrhenius.
rdf:langString
Persamaan Arrhenius memberikan nilai dasar dari hubungan antara energi aktivasi dengan laju proses reaksi. Dari Persamaan Arrhenius ini, energi aktivasi dapat dinyatakan sebagai berikut: Di dalam ilmu kimia, energi aktivasi merupakan sebuah istilah yang diperkenalkan oleh Svante Arrhenius, yang didefinisikan sebagai energi yang harus dilampaui agar reaksi kimia dapat terjadi. Energi aktivasi bisa juga diartikan sebagai energi minimum yang dibutuhkan agar reaksi kimia tertentu dapat terjadi. Energi aktivasi sebuah reaksi biasanya dilambangkan sebagai Ea, dengan satuan kilo joule per mol (KJ/mol). Terkadang suatu reaksi kimia membutuhkan energi aktivasi yang teramat sangat besar, maka dari itu dibutuhkan suatu katalis agar reaksi dapat berlangsung dengan pasokan energi yang lebih rendah.
rdf:langString
In chimica l'equazione di Arrhenius è un'equazione differenziale lineare del primo ordine omogenea a coefficienti costanti che mette in relazione la costante di velocità con la variazione di temperatura. Il chimico nel 1889 dedusse che la costante di velocità potesse dipendere dall'esponenziale dell'inverso della temperatura: ne dedusse una dipendenza basata sulla distribuzione di Boltzmann: dove:
* k è la costante di velocità
* k0 è un fattore pre-esponenziale, costante per variazioni di temperatura non troppo elevate
* ΔE† è l'energia di attivazione, anch'essa costante per variazioni di temperatura non troppo elevate
* R è la costante dei gas
* T è la temperatura assoluta.
rdf:langString
De vergelijking van Arrhenius voorspelt de mate van chemische reactie, dat wil zeggen de reactiesnelheid, bij een bepaalde temperatuur, gezien de activeringsenergie en de kans van succesvolle botsing van moleculen. De vergelijking is genoemd naar de Zweedse wetenschapper Svante Arrhenius. De gemiddelde hoeveelheid thermische energie die moleculen bij een bepaalde temperatuur bezitten is gelijk aan RT, waar R de molaire gasconstante is. De fractie moleculen die genoeg energie hebben om de energiebarrière (degene met meer energie dan de activeringsenergie EA, uitgedrukt in joule per mol) te overwinnen, hangt exponentieel af van de verhouding tussen de activerings- en thermische energie. Dit vormt de vergelijking van Arrhenius: met
* k: de reactiesnelheidsconstante voor de beschouwde reactie bij een bepaalde temperatuur.
* A: de pre-exponentiële factor of de specifiek voor elke reactie. Deze verandert nauwelijks bij een verhoging van de temperatuur. Een verhoging van de temperatuur met 10 K vanaf kamertemperatuur (295 K) leidt tot een verhoging met een factor 1,03. De factor achter A, , verandert typisch met een factor van ongeveer 2 bij een temperatuursverhoging van 10 K (bij reacties die goed verlopen bij kamertemperatuur). Men kan zien dat of het verhogen van de temperatuur of het verlagen van de activeringsenergie (bijvoorbeeld door het gebruik van katalysatoren) de reactiesnelheid verhoogt. Zowel k als A moeten voor een specifieke reactie experimenteel bepaald worden. Een meer algemene vorm van de vergelijking van Arrhenius is: waarin
* de Gibbs vrije energie van activering is,
* , waarbij de constante van Boltzmann is en de constante van Planck. Deze formule is niet zoals die van Arrhenius experimenteel afgeleid maar komt uit de transition state-theorie of ontwikkeld door Eugene Wigner, Henry Eyring, Michael Polanyi en in de jaren 1930. Deze theorie gebruikt de golfmechanica en statistische thermodynamica om het energieverloop en de reactiesnelheid van een scheikundige reactie te bepalen.
rdf:langString
물리학에서 아레니우스 방정식은 반응 속도의 온도 의존도를 나타내는 공식이다. 스웨덴의 물리학자인 스반테 아레니우스는 1889년에 평형 상수의 온도 의존에 대한 판트호프 방정식을 제안한 네덜란드의 화학자인 야코뷔스 헨리퀴스 판트 호프의 연구에 근거하여 아레니우스 방정식을 제안하였다. 이 방정식은 화학 반응의 속도와 활성화 에너지 계산에 중요하게 적용된다. 또한, 이온 반응 등 일부 고속도 반응을 제외하고 균일 기체상 및 액체상 반응, 불균일 접촉 반응 등의 일반 화학 반응은 물론 확산 및 점성 등의 수송 현상에도 광범위하게 적용된다. 확산 계수의 온도에 따른 변화, 크리프 변형의 시간적 변화율(크리프 속도) 및 기타 열적으로 유발된 많은 공정/반응을 모델링하는 데 사용할 수 있다. 어링 방정식도 속도와 에너지의 관계를 표현한다.
rdf:langString
アレニウスの式（アレニウスのしき、英: Arrhenius equation）は、スウェーデンの科学者スヴァンテ・アレニウスが1884年に提出した、ある温度での化学反応の速度を予測する式である。5年後の1889年、ヤコブス・ヘンリクス・ファント・ホッフによりこの式の物理学的根拠が与えられた。 反応の速度定数 k は ：温度に無関係な定数（）：活性化エネルギー（1molあたり） ：気体定数 ：絶対温度 で表される。活性化エネルギーEa の単位として、1モルあたりではなく1粒子あたりで考えると、 ：ボルツマン定数 と表すことも出来る。 活性化エネルギーはアレニウスパラメータとも呼ばれる。また指数関数部分 exp (-Ea /RT ) はボルツマン因子と呼ばれる。
rdf:langString
Arrhenius ekvation är en ekvation som bestämmer en kemisk reaktions hastighet vid en viss temperatur genom att utgå från aktiveringsenergin och sannolikheten för lyckosamma kollisioner mellan molekylerna. Lagen är uppkallad efter Svante Arrhenius. Vid temperaturen T har en mol av en molekyl den termiska energin RT, där R är den allmänna gaskonstanten (8,314570 J·K-1·mol-1). Bråkdelen av de molekyler som har en energi som överstiger den s.k. aktiveringsenergin EA bidrar exponentiellt till reaktionshastigheten k, eller formulerat med arrhenius-ekvationen, där A-faktorn eller frekvensfaktorn A är en konstant som beror av sannolikheten för att molekylerna ska kollidera i det korrekta läget. Ekvationen visar att reaktionshastigheten k ökar antingen genom att sänka aktiveringsenergin (EA) eller genom att öka temperaturen. Ekvationen har också den mer generella formen där A' kan bestämmas genom statistiska metoder (statistisk mekanik) och beror av formen på komplexets energiyta; ΔG‡ är Gibbs fria energi. I enkla fall är där κ är (ett värde mellan 0 och 1), är Boltzmanns konstant, T är temperaturen och h är Plancks konstant.
rdf:langString
Równanie Arrheniusa – równanie, podane przez szwedzkiego chemika Svantego Arrheniusa, wyrażające zależność stałej szybkości reakcji od temperatury: lub w postaci logarytmicznej: gdzie: – stała szybkości reakcji, – czynnik przedeksponencjalny związany z częstością zderzeń skutecznych w danej reakcji, – podstawa logarytmu naturalnego, – energia aktywacji reakcji (J·mol−1), – temperatura (K), – uniwersalna stała gazowa wynosząca 8,31446261815324 J·mol−1·K−1. Równanie Arrheniusa w postaci logarytmicznej ma dwie zmienne, i i można je zapisać w postaci w której i są stałymi. Oznacza to, że między a zachodzi zależność liniowa. Dzięki temu, znając doświadczalne wartości stałych szybkości reakcji w kilku temperaturach, można łatwo wyznaczyć zarówno wartość stałej jak i energię aktywacji danej reakcji. Nachylenie uzyskanej linii ma wartość a punkt przecięcia linii z osią rzędnych ma wartość .
rdf:langString
Уравне́ние Арре́ниуса устанавливает зависимость константы скорости химической реакции от температуры . Согласно простой модели столкновений, химическая реакция между двумя исходными веществами может происходить только в результате столкновения молекул этих веществ. Но не каждое столкновение ведёт к химической реакции. Необходимо преодолеть определённый энергетический барьер, чтобы молекулы начали друг с другом реагировать. То есть молекулы должны обладать некой минимальной энергией (энергия активации ), чтобы этот барьер преодолеть. Из распределения Больцмана для кинетической энергии молекул известно, что число молекул, обладающих энергией , пропорционально . В результате скорость химической реакции представляется уравнением, которое было получено шведским химиком Сванте Аррениусом из термодинамических соображений: Здесь предэкспоненциальный множитель (фактор частоты) характеризует частоту столкновений реагирующих молекул, — универсальная газовая постоянная. В рамках теории активных соударений зависит от температуры, но эта зависимость достаточно медленная: Оценки этого параметра показывают, что изменение температуры в диапазоне от 200 °C до 300 °C приводит к изменению частоты столкновений на 10 %. В рамках теории активированного комплекса получаются другие зависимости от температуры, но во всех случаях более слабые, чем экспонента. частотный фактор также показывает долю активированных частиц (обладающих достаточной энергией для химической реакции) относительно общего числа частиц Уравнение Аррениуса в дифференциальной форме: Уравнение Аррениуса стало одним из основных уравнений химической кинетики, а энергия активации — важной количественной характеристикой реакционной способности веществ.
rdf:langString
A Equação de Arrhenius permite calcular a variação da constante de velocidade de uma reação química com a temperatura. É uma equação bastante utilizada na cinética química, onde é utilizada também para a determinação da energia de ativação de reações. A Equação de Arrhenius é determinada por: Onde: k = constante de velocidade; ou velocidade específica de reação; A = fator pré-exponencial ou fator de frequência(depende, dentre outros, da área de contato); Ea = Energia de ativação (J/mol ou cal/mol); R = constante dos gases = 8,314 J/mol*K; T = temperatura absoluta, K.; Escrevendo a expressão utilizando-se logaritmo natural, temos: Neste caso, a utilização do expoente neperiano não é necessária para a equação. Esta expressão é mais simples para se trabalhar numericamente. Nesta situação, podemos expressar o logaritmo natural de k em função da recíproca da temperatura (1/T) em um plano cartesiano. Como resultado, o declive da própria reta determina a energia de ativação (na expressão equacional, o termo -Ea/R.)
rdf:langString
Рівня́ння Арре́ніуса — закон, що встановлює залежність константи швидкості хімічної реакції від температури .
rdf:langString
阿瑞尼斯方程（或公式）是化学反应的速率常数与温度之间的关系式，适用于基元反应和非基元反应，甚至某些。其不定积分形式为： 或 其中：
* 为反应的速率常数；
* 称为指前因子/阿伦尼乌斯常数，单位与 相同；
* 为反应的活化能，单位为焦爾每莫耳（J/mol）或千焦每莫耳（kJ/mol），在温度变化范围不大时被视为常数；
* 为气体常数；
* 为绝对温标下的温度，单位为开尔文（K）。
xsd:nonNegativeInteger
18157
