Một phản ứng đơn giản xảy ra ở nhiệt độ 100oC, trong điều kiện có xúc tác và không có xúc tác, năng lượng hoạt hóa của phản ứng lần lượt là: Ea1=25 kJ/mol,Ea2=50 kJ/mol. So sánh tốc độ phản ứng trong 2 điều kiện. Giúp với ạ

Đáp án + Giải thích các bước giải:

Áp dụng pt Arrhenius ở năng lượng hoạt hóa xác định là $E_{a1}$ và $E_{a2}$

Ta có: $\dfrac{k_1}{k_2}=exp[\dfrac{-E_{a1}+E_{a2}}{RT}]$

$ \to \dfrac{k_1}{k_2}=exp[\dfrac{-25+50}{8,314.10^{-3}.(100+273)}]=3170,35$ 

Vậy khi không có xúc tác, tốc độ phản ứng tăng gấp $3170,35$ lần so với phản ứng khi có xúc tác.

( Xem thêm các bước biến đổi phương trình Arrhenius tại đây )

Coi `A = const`

Phương trình Arrhenius:

`k_1 = Ae^{-{E_a(1)}/{RT}}`

`k_2 = Ae^{-{E_a(2)}/{RT}}`

`-> {k_1}/{k_2}= e^{{E_a(2)-E_a(1)}/{RT}}`

`-> {v_1}/{v_2}= e^{{E_a(2)-E_a(1)}/{RT}}`

`= e^{{(50-25). 10^{3}}/{8,314. (273+100)}}`

`= 3170,35`

Vậy tốc độ phản ứng khi có xúc tác nhanh gấp `3170,35` lần khi không có xúc tác.