энергия активации реакции в отсутствие катализатора равна 95кДж/моль,а с...

Для расчетов пользуемся уравнением Аррениуса:

$k=Ae^{-{E_a/RT}}$

К – константа скорости реакции,

е – основание натурального логарифма,

Т – температура, в К,

R – молярная газовая постоянная 8,31 Дж/моль*К

Еа – энергия активации, Дж/моль,

А – предэкспоненциальный множитель, показывает общее число столкновений.

(A - в процессе решения задачи сократится)

Константа скорости реакции в отсутствии катализатора равна:

$k_1=Ae^{-{9500/8.31\cdot310}}=Ae^{-36.877}$

Константа скорости реакции в присутствии катализатора равна:

$k_2=Ae^{-{8000/8.31\cdot310}}=Ae^{-31.054}$

Увеличение скорости реакции определяется из соотношением ${k_2}/{k_1}$ :

$\frac {k_2}{k_1}=\frac {Ae^{-31.054}}{Ae^{-36.877}}=e^{36.877-31.054}=e^{5.823}$

Логарифмируем выражение и получаем:

$e^{5.823}=337.78$

Вот так задача..