Химия

Обозначим энергию активации реакции без катализатора через $E_{A}$, а в присутствии катализатора - через $E_{A}^{ \prime}$. Соответствующие константы скорости реакции обозначим через $k$ и $k^{ \prime }$ и запишем соответствующие уравнения Аррениуса:

$k = A e^{ - \frac{E_{A} }{RT} }, k^{ \prime} = A e^{ - \frac{E_{A}^{ \prime } }{RT} }$,

Поделим второе уравнение на первое:

$\frac{k^{ \prime } }{k} = \frac{ A e^{ - \frac{E_{A}^{ \prime } }{RT} } }{ A e^{ - \frac{E_{A} }{RT} } }$.

Логарифмируя, получаем:

$ln \left ( \frac{k^{ \prime } }{k} \right ) = \frac{E_{A} - E_{A}^{ \prime } }{RT} = \frac{(75 - 50) \cdot 10^{3} }{8,31 \cdot 300} = \frac{26 \cdot 10^{3} }{2493} = 10,43$,

отсюда $\frac{k^{ \prime } }{k} = 3,4 \cdot 10^{4}$.
Ответ: Добавление катализатора увеличило скорость реакции в 34 тысячи раз.