在物理化學中，阿倫尼烏斯方程是反應速率的溫度依賴性公式。 該方程由 Svante Arrhenius 于 1889 年根據荷蘭化學家 Jacobus Henricus van 't Hoff 的工作提出，他在 1884 年注意到平衡常數對溫度依賴性的 van 't Hoff 方程暗示了這樣一個公式 正向和反向反應的速率。 該方程在確定化學反應速率和計算活化能方面具有廣泛而重要的應用。 Arrhenius 為該公式提供了物理依據和解釋。 目前，xxx將其視為經驗關系。 它可用于模擬擴散系數的溫度變化、晶體空位的數量、蠕變速率和許多其他熱誘導過程/反應。 1935年發展起來的艾林方程也表達了速率和能量之間的關系。

阿倫尼烏斯方程序給出了化學反應的速率常數對xxx溫度的依賴性 k = A e ? E a R T , {\displaystyle k=Ae{\frac {-E_{\rm {a}}}{RT}},} 其中

• k 是速率常數（導致反應的碰撞頻率），
• T 是xxx溫度（以開爾文或朗肯度為單位），
• A 是指前因子。 Arrhenius 最初認為 A 是每個化學反應的與溫度無關的常數。 然而，最近的治療包括一些溫度依賴性 - 請參閱下面的改良阿倫尼烏斯方法。
• Ea 是反應的活化能（單位與 RT 相同），
• R 是通用氣體常數。

或者，方程可以表示為 k = A e ? E a k B T , {\displaystyle k=Ae{\frac {-E_{\rm {a}}}{k_{\rm {B}} T}},} 其中

• Ea 是反應的活化能（單位與 kBT 相同），
• kB 是玻爾茲曼常數。

xxx不同的是 Ea 的能量單位：前者使用化學中常見的每摩爾能量，而后者直接使用物理中常見的每分子能量。 氣體常數 R 或玻爾茲曼常數 kB，作為溫度 T 的乘數。

指前因子 A 的單位與速率常數的單位相同，并且會根據反應的順序而變化。 如果反應是一階反應，它的單位是：s?1，因此它通常被稱為頻率因子或反應的嘗試頻率。 最簡單的是，k 是每秒導致反應的碰撞次數，A 是每秒以正確的反應方向發生的碰撞（導致或不導致反應）的次數，e ? E a / ( R T ) { \displaystyle e{-E_{\rm {a}}/(RT)}} 是任何給定碰撞將導致反應的概率。 可以看出，提高溫度或降低活化能（例如通過使用催化劑）將導致反應速率增加。

鑒于動力學研究的小溫度范圍，將活化能近似視為與溫度無關是合理的。 同樣，在廣泛的實際條件下，與 exp ? ( ? E a / ( R T ) ) {\displaystyle \exp(-E_ {\rm {a}}/(RT))} 因子； 除了在無障礙擴散限制反應的情況下，在這種情況下，指前因子占主導地位并且可以直接觀察到。

通過這個等式，可以粗略地估計溫度每升高 10°C，反應速率會增加約 2 或 3 倍。

e ? E a R T {\displaystyle e{\frac {-E_{a}}{RT}}} 表示能量大于或等于 E a {\displaystyle E_{a} } 。

取阿倫尼烏斯方程的自然對數得到： ln ? k = ln ? A ? E a R 1 T 。 {\displaystyle \ln k=\ln A-{\frac {E_{\rm {a}}}{R}}{\frac {1}{T}}。}

重新排列收益率：ln ? k = ? E a R ( 1 T ) + ln ? A 。 {\displaystyle \ln k={\frac {-E_{\rm {a}}}{R}}\left({\frac {1}{T}}\right)+ ln A.}

這與直線方程的形式相同： y = m x + c , {\displaystyle y=mx+c,}

其中 x 是 T 的倒數。

因此，當反應的速率常數服從阿倫尼烏斯方程時，ln k 與 T?1 的關系圖給出一條直線，其梯度和截距可用于確定 Ea 和 A。 這個過程在實驗化學動力學中變得如此普遍，以至于從業者已經開始使用它來定義反應的活化能。 也就是說，活化能定義為 (?R) 乘以 ln k 與 (1/T) 曲線的斜率：E a ≡ ? R [ ? ln ? k ? ( 1 / T ) ] P 。