Arrhenius Svante August
 
Encyklopedia
Arrhenius
[arẹ:niüs]
Svante August, ur. 19 II 1859, Vik k. Uppsali, zm. 2 X 1927, Sztokholm,
szwedzki fizykochemik i astrofizyk.
Kalendarium
Urodził się 19 II 1859, Vik koło Uppsali. Arrhenius był bardzo zdolnym dzieckiem. Już jako trzylatek nauczył się czytać. Ze szkoły katedralnej wyniósł zainteresowania matematyką i fizyką. Studia na miejscowym uniwersytecie rozpoczął 1876 jako siedemnastolatek. Studiował fizykę, matematykę i chemię. Po 2 latach wyjechał do w Sztokholmu, by kontynuować naukę u profesora fizyki, E. Edlunda, który zajmował się pomiarami siły elektromotorycznej roztworów. Po krótkiej współpracy Svante August rozpoczął własne badania dotyczące przewodnictwa elektrolitów. Rezultatem tych badań było sformułowanie podstaw teorii dysocjacji elektrolitycznej. Zawarł je w pracy doktorskiej, która została przyjęta bardzo sceptycznie przez środowisko naukowe Uppsali i słabo oceniona, jednak przyznano mu tytuł doktora. Odbitki pracy przesłał Arrhenius uznanym uczonym z ośrodków naukowych w Europie, którzy docenili jej oryginalność. Arrhenius zyskał ich zainteresowanie i propozycję współpracy, np. 1884 przyjechał do Uppsali W.F. Ostwald i zaproponował Arrheniusowi posadę docenta na uniwersytecie w Rydze. W latach 1886–91 Arrhenius współpracował z Ostwaldem w Rydze, z F.W. Kohlrauschem w Würzburgu, z L. Boltzmannem w Grazu, z J. van’t Hoffem w Amsterdamie. Od 1895 był profesorem fizyki w Stockholms Högskola (1896 jej rektorem). Od 1905 kierował działem chemii fizycznej Instytutu Nobla w Sztokholmie. W 1901 został członkiem Akademii Szwedzkiej, 1911 — Towarzystwa Królewskiego w Londynie.
Główne prace Arrheniusa: Sur la conductibilité galvanique des électrolytes (1884), Lärobok i teoretik elektrokemi (1900), Lehrbuch der kosmischen Physik (t. 1–2 1906), Immunochemistry (1907), Världarnas utrecking (1906, wydanie polskie Jak powstają światy 1910), Människan inför värdlsgatan (1909, wydanie polskie Obraz Wszechświata w dziejach ludzkości 1912), Qualitative Laws in Biological Chemistry (1915). Za prace z elektrochemii 1903 Svante August Arrhenius otrzymał Nagrodę Nobla. Zmarł 2 X 1927 w Sztokholmie.
Najważniejsze prace naukowe
W 1887 Arrhenius ogłosił teorię dysocjacji elektrolitycznej roztworów wyjaśniającą wykryte przez van’t Hoffa nieregularności ciśnienia osmotycznego roztworów oraz wartości przewodnictwa elektrycznego roztworów elektrolitów, badane przez Kohlrauscha i Ostwalda. W 1889 badał zależność szybkości reakcji chemicznej od temperatury i wyprowadził równanie (zwane równaniem Arrheniusa) wskazujące, jaką dodatkową energię (energię aktywacji) należy doprowadzić do układu, by reakcja mogła się rozpocząć.
Arrhenius zajmował się także astrofizyką (temperaturą planet, korony Słońca, ewolucją ciał niebieskich) i astrobiologią. Zwalczał głoszoną przez R. Clausiusa teorię śmierci cieplnej Wszechświata (zasada rozpraszania energii). Sformułował tzw. teorię panspermii, według której materia żywa istnieje we Wszechświecie od zawsze, a jej zarodki są roznoszone w przestrzeni kosmicznej przez promieniowanie świetlne i w ten sposób trafiły też na Ziemię (teoria ta nie znalazła uznania, ponieważ nie może być udowodniona naukowo, choć występowanie związków organicznych w pyle kosmicznym, kometach i meteorytach bywa traktowane jako argument na jej poparcie). Arrhenius prowadził także pionierskie prace nad odpornością organizmów na toksyny. Zajmował się też badaniami polarnymi (uczestniczył w wyprawie na Spitzbergen).
Teoria dysocjacji elektrolitycznej
Teoria dysocjacji elektrolitycznej jest podstawową teorią w elektrochemi. Wyjaśnia ciśnienie osmotyczne i przewodnictwo elektryczne roztworów elektrolitów: kwasów, zasad, soli. Wyprowadzono z niej definicję kwasów i zasad w roztworach wodnych (teoria Arrheniusa). Dysocjacja elektrolityczna to samorzutny proces rozpadu cząsteczek elektrolitów w roztworach na dodatnio i ujemnie naładowane cząstki, tj. jony. Roztwory, w których nastąpiła dysocjacja elektrolityczna, przewodzą prąd elektryczny, przy czym przewodzenie prądu polega na przenoszeniu ładunków elektrycznych przez jony wędrujące w polu elektrycznym. Elektrolity mocne (np. chlorek sodu) niezależnie od stężenia ulegają całkowitej dysocjacji, czyli wszystkie ich cząsteczki rozpadają się na jony, elektrolity słabe zaś (np. kwas octowy) dysocjują tylko częściowo, przy czym liczba cząsteczek zdysocjowanych wzrasta wraz z rozcieńczeniem roztworu. Stosunek liczby cząsteczek elektrolitu, które uległy rozpadowi na jony, do całkowitej liczby cząsteczek elektrolitu w roztworze nazywa się stopniem dysocjacji elektrolitycznej (stopień dysocjacji elektrolitów mocnych jest równy 1, elektrolitów słabych — mniejszy od 1 i zależy od stężenia elektrolitu w roztworze). W przypadku roztworu elektrolitu słabego AB dysocjującego według schematu AB ⇌ A+ + B ustala się stan równowagi dynamicznej, określony, zgodnie z prawem działania mas, stałą równowagi reakcji dysocjacji elektrolitycznej, zwaną stałą dysocjacji elektrolitycznej K: lub , gdzie a — aktywność reagentów, α — stopień dysocjacji, c — całkowite stężenie elektrolitu. Teorię dysocjacji elektrolitów słabych podał Arrhenius, a teorię elektrolitów mocnych podali 1923 P. Debye i E. Hückel.
Przeglądaj encyklopedię
Przeglądaj tabele i zestawienia
Przeglądaj ilustracje i multimedia