Wstęp teoretyczny:

Sumaryczne równanie reakcji jodowania acetonu można przedstawić następująco:

CH₃-CO-CH₃ + I₂ CH₃-CO-CH₂I + H⁺ + I^-

Reakcje między ketonami i chlorowcami w środowisku wodnym są pierwszego rzędu względem ketonu i rzędu zerowego względem chlorowca. Proces chlorowania ketonu jest dwuetapowa, pierwszym etapem który decyduje o szybkości jest enkliza ketonu

wolno

CH₃ C CH₃ CH₂ C CH₃

O OH

Utworzony enol reaguje z jodem I₃^- zgodnie z reakcją:

CH₂ C CH₃ + I₃ ICH₂ C CH₃ + 2I^- + H⁺

OH O

Szybkość reakcji jodowania acetonu zależy od stężenia formy enylowej. Ponieważ szybkość procesu przegrupowania formy ketonowej w enolową nie zależy od stężenia I₂, szybkość reakcji acetonu również nie zależy od stężenia jodu. W rezultacie szybkość całej reakcji zależy od stężenia acetonu i zmniejszającego się w reakcji stężenia jonów H⁺. Zgodnie z 1 reakcją zmniejszeniu stężenia acetonu o x moli odpowiada identyczne zwiększenie stężenia jonów H⁺ , dlatego szybkość jodowania acetonu można wyrazić zależnością

$$\frac{\text{dx}}{\text{dt}} = k\left( a - x \right)(b + x)$$

Po przekształceniu otrzymujemy taką formę:

$$\ln\frac{(b + x)}{(a + x)} = ln\frac{b}{a} + \left( a + b \right)\text{kt}$$

Gdzie : ai b oznaczają początkowe stężenia acetonu i jonów wodorowych, natomiast x jest stężeniem produktu.

Energia aktywacji E_a przedstawia najmniejszą energię jaką muszą mieć ( w przeliczeniu na 1 mol) cząsteczki substratów aby mogły wejść w daną reakcję.

Doświadczalnie stwierdzono że wykres zależności ln k od 1/T dla wielu reakcji jest linią prostą.

Równanie Arrheniusa ma postać:

wykładniczą

$$k = A e^{- \frac{E_{a}}{\text{RT}}}$$

Lub logarytmiczną

$$lnk = lnA - \frac{E_{a}}{\text{RT}}$$

Gdzie: E_a- energia aktywacji [J/mol]

R- stała gazowa [j/mol K]

T- temperatura w skali bezwzględnej

1. Czynnik częstości

Energię aktywacji można wyznaczyć z wykresu zależności ln k od 1/T który powinien być funkcją liniową. Jest ona dana jako współczynnik nachylenia prostej (E_a/R).

Z tego iż wartość energi aktywacji jest dana jako współczynnik nachylenia wykresu zależności ln k od 1/T wynika , że im większa jest energia aktywacji, tym silniej stała szybkości zależy od temperatury. Innymi słowy, większa energia aktywacji oznacza ,że stała szybkości reakcji zmienia się silniej z temperaturą.

Jeżeli mamy wyznaczone stałe szybkości reakcji w co najmniej dwóch temperaturach to możemy określić energię aktywacji z ależności:

$$\ln\frac{k_{r2}}{k_{r1}} = \frac{E_{a}}{R}\left( \frac{1}{T_{1}} - \frac{1}{T_{2}} \right)$$

Gdzie: E_a – energia aktywacji [kJ/mol]

R - stała gazowa [kJ/mol k]

T₁ i T₂ – temperatury w skali bezwzględnej

K_r1 i k_r2 – stałe szybkości wyznaczone w temperaturach T₁ i T₂