Arrhenius-Gleichung, von S. Arrhenius ursprünglich für chemische
Reaktionen aufgestellte Beziehung für die Temperaturabhängigkeit der
Geschwindigkeitskonstanten k: . Somit ist k
eine Funktion der Temperatur, aber nicht der Konzentration. Ea ist die
Aktivierungsenergie der Reaktion, R die allgemeine Gaskonstante und A
ein Frequenzfaktor, der mit der Zahl der Stösse zwischen den Reaktionspartnern
zusammenhängt. Die Gleichung basiert auf der Vorstellung, dass eine Reaktion nur
zustande kommen kann, wenn die Reaktionspartner zusammenstossen und dabei
Energie gegenseitig übertragen, die grösser ist als eine Schwellenenergie,
nämlich die Aktivierungsenergie, zusätzlich zur Durchschnittsenergie. Wichtig
ist das Arrhenius-Gesetz auch für die Diffusion. Entsprechende Daten werden
meist logarithmisch gegen 1/T dargestellt (Arrhenius-Diagramm); daraus
wird dann die Aktivierungsenergie bzw. Barrierenhöhe bestimmt. So ist z.B. die
Aktivierungsenergie bei Selbstdiffusion die Summe aus der Energie zur Erzeugung
einer Leerstelle und der Wanderungsenergie der Leerstelle.
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