Энергия активации реакции в отсутствие катализатора равна 95кДж/моль,а с катализатором-80кДж/моль.Во сколько раз возрастет скорость реакции в присутствии катализатора,если реакция протекает при 310К?

Для расчетов пользуемся уравнением Аррениуса:   [latex]k=Ae^{-{E_a/RT}} [/latex]   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:   [latex]k_1=Ae^{-{9500/8.31\cdot310}}=Ae^{-36.877}[/latex]   Константа скорости реакции в присутствии катализатора равна:   [latex]k_2=Ae^{-{8000/8.31\cdot310}}=Ae^{-31.054}[/latex]   Увеличение скорости реакции определяется из соотношением [latex]{k_2}/{k_1}[/latex]:   [latex]\frac {k_2}{k_1}=\frac {Ae^{-31.054}}{Ae^{-36.877}}=e^{36.877-31.054}=e^{5.823}[/latex]   Логарифмируем выражение и получаем:   [latex]e^{5.823}=337.78[/latex]   Вот так задача..