Wstęp:

Równanie Arrheniusa, podane przez szwedzkiego chemika Svantego Arrheniusa, wiąże ze sobą stałą szybkości reakcji z energią aktywacji i temperaturą, w której reakcja zachodzi:

gdzie:

k - stała szybkości reakcji

A - stała dla danej reakcji, zwana też czynnikiem przedwykładniczym

Ea - energia aktywacji

R - (uniwersalna) stała gazowa

T - temperatura

Energia aktywacji jest - podawaną często w przeliczeniu na 1 mol substancji - wielkością bariery energetycznej (w skali mikroskopowej - bariera potencjału), którą musi pokonać układ reagujących indywiduów chemicznych, aby doszło do reakcji chemicznej.

W moim doświadczeniu zajmę się wyznaczaniem energii aktywacji jodowania acetonu. Reakcje między ketonami i chlorowcami w środowisku wodnym są I rzędu, ich szybkość zależy od stężenia ketonu, lecz jest niezależna od stężenia chlorowca, ponieważ szybkości całej reakcji decyduje najwolniejsze jej stadium keton - enol. Szybkość reakcji jodowania acetonu zależy więc od stężenia formy enolowej, które w temperaturze pokojowej stanowi zaledwie2,5*10^-3% stężenia acetonu.