Чему равна энергия активации реакции?

Энергия активации реакции - это минимальная энергия, необходимая для того, чтобы начать реакцию. Она определяет скорость химической реакции и зависит от температуры.

По условию задачи, при повышении температуры от 290 до 300 К скорость реакции увеличивается в 2 раза. Это означает, что при более высокой температуре реакция происходит более быстро.

Для того чтобы найти энергию активации, можно воспользоваться одним из уравнений Аррениуса:

k = A * exp(-Ea/RT)

где k - скоростная постоянная реакции, A - преэкспоненциальный множитель, Ea - энергия активации, R - универсальная газовая постоянная, T - температура в Кельвинах.

Зная, что скорость реакции увеличивается в 2 раза при повышении температуры на 10 К, можно установить следующее соотношение:

k2 = 2 * k1

Используя уравнение Аррениуса, можно записать:

A * exp(-Ea/RT2) = 2 * A * exp(-Ea/RT1)

Преэкспоненциальный множитель А сокращается, и уравнение принимает вид:

exp(-Ea/RT2) = 2 * exp(-Ea/RT1)

Для дальнейшего упрощения уравнения можно взять логарифм от обеих сторон:

-Ea/RT2 = ln(2) - Ea/RT1

Из этого уравнения можно выразить энергию активации Ea:

Ea = R * (T2 * ln(2) - T1 * ln(2)) / (ln(2) * (T2 - T1))

Подставляя значения T1 = 290 K, T2 = 300 K и R = 8.314 J/(mol*K), получаем:

Ea = 8.314 * (300 * ln(2) - 290 * ln(2)) / (ln(2) * (300 - 290))

После вычислений, получаем около 3.47 кДж/моль.

Таким образом, энергия активации реакции составляет примерно 3.47 кДж/моль при повышении температуры от 290 до 300 К, если скорость реакции увеличивается в 2 раза.