Em cinética química , a lei de Arrhenius descreve a variação na velocidade de uma reação química em função da temperatura . Essa lei foi enunciada por Svante August Arrhenius em 1889 em seu artigo intitulado “ Sobre a velocidade de reação da inversão da cana-de-açúcar pelos ácidos ” . Mas foi só por volta de 1910 que ele foi universalmente aceito pelos químicos de sua época. Na verdade, a lei de Arrhenius pode ser verificada experimentalmente para um grande número de reações químicas. No entanto, nem todas as reações seguem esta lei (especialmente as reações enzimáticas ).
A lei de Arrhenius é, portanto, uma lei empírica, o que significa que se baseia em resultados observados experimentalmente em um grande número de casos. Posteriormente, assumiu grande importância teórica por ser compatível com a teoria das colisões e do complexo ativado de Eyring e Polanyi em 1935. A abordagem teórica de Eyring e Polanyi permite obter a equação de Eyring , que tem semelhanças com Arrhenius. 'lei empírica.
com:
Supondo que isso não dependa da temperatura, o que é uma suposição razoável apenas ao longo de um intervalo de temperatura limitado, a lei de Arrhenius se encaixa em:
Lei de Arrhenius:onde está o fator pré- exponencial (também chamado de fator de frequência ) levando em consideração a frequência de colisões e efeitos estéricos .
Como uma primeira aproximação, o fator pré-exponencial não depende da temperatura. Medições mais precisas feitas em uma ampla faixa de temperatura mostram que um fator está envolvido ou dependendo do caso. tem a mesma unidade do coeficiente de velocidade .
A forma da lei de Arrhenius mostra que o valor da energia de ativação tem importância preponderante na velocidade das reações. Podemos dizer que as reações com as energias de ativação mais baixas são as mais rápidas e inversamente aquelas com as energias de ativação mais altas são as mais lentas.
Um grande número de reações químicas tem uma energia de ativação entre 40 e 130 kJ mol -1 . No entanto, certas reações têm energias de ativação fracas, mesmo próximas de zero, (por exemplo, reações entre íons ou radicais) e outras têm valores mais elevados, como superiores a 200 kJ mol −1 . Na faixa de valores acima, quando a temperatura aumenta em 10 ° C , o coeficiente de velocidade é multiplicado por um fator de 2 a 3.
Aqui estão alguns exemplos (reações de fase gasosa):
NO + Cl 2→ NOCl + Cl; = 85 kJ mol −1 C 4 H 6+ C 2 H 4→ Ciclohexeno; = 115 kJ mol −1 2HI → H 2+ I 2 ; = 184 kJ mol −1 Ciclobutano → 2 Etileno; = 262 kJ mol −1