Tabell 1: Reaksjonsbetingelser for reaktortemperatur, startkonsentrasjoner og molbrøk DMSO.

Tabell 2: Forsøksbetingelser, forsøk 9 er repetisjon og forsøk 10 er en reproduksjon

Figur 1 Skisse av forsøksoppsett

Figurbeskrivelse:

A motor til propell L Vannbad

B motor til glassrørestav M Automatbyrette

C elektrisk kontakttermometer N Erlenmeyerkobe med magnet

D nitrogen gass ut O Magnetrører

E kjølevann ut

F kjølevann inn

G glassrørestav

H termometer i satsreaktor

I nitrogen gass inn

J propell

K satsreaktor

Figur 2 Apparaturskisse

Oversikt over utstyr som benyttetes under forsøket:

1. Fem halset satsreaktor (500 ml) 14. Begerglass (1 stykk, 2.0 liter, 2stykk 100 ml) 2. Nitrogen-overgang 15. Automatbyrette

3. Kjøler 16. Automatpippette

4. Rørestav 17. Trakt

5. Propp til reaktor 18. Pippetteballong

6. Termometer (T_max = 50 ° C) 19. Destillert vann flaske (500 ml)

7. Stoppeklokke 20. Termometer i satsreaktor

8. Gummislanger 21. Vannbad (T_max= 50°C)

9. Isbad 22. Elektrisk termometer (T_max= 50°C)

10. Målekolber, med propp (2 stykk, 1 liter) 23. Elektrisk rører til satsreaktor

11. Målepippeter (5 stykk, 5 ml) 24. Elektrisk rører til vannbad

12. Målesylinder (500 ml, 100 ml, 10 ml) 25. Gassvaskeflaske

13. Erlenmeyerkolber (15 stykk, 250 ml) 26. Magnetrører og magnet

Utstyret settes opp som vist i figur 1 og figur 2.

Standardløsninger av natriumhydroksid ( 1,0 M ) og saltsyre ( 0,01 M ) lages.

Løsninger av løsningsmiddel, vann og base tilsettes reaktoren. Mengder og konsentrasjoner må beregnes.

Løsningen i reaktor blandes og temperaturen må få tid til å innstille seg.

Erlenmeyerkolber med 75 ml destillert vann og 4-5 dråper fenolftalein settes på isbad, klar til overføring av prøveuttak.

Første prøve ( 5 ml ) tas ut (kun NaOH) og deretter tilsettes halogen-hydrokarbon (f. eks brompropan, mengder må beregnes), reaktoren og klokken startes.

Prøver tas ut med varierende intervall, hyppig i starten (irreversibelt område) og med avtakende intervall mot slutten ( reaksjonen blir etterhvert reversibel). Total reaksjonstid varierer avhengig av forsøksbetingelsene. Ta ut nok prøver til å få en god regresjonslinje i det irreversible området.

Prøvene titreres mot 0,01 M HCl til fargeomslag. Mengde reagert NaOH kan da bestemmes og disse data benyttes til å bestemme hastighetskonstanten k.

As a S_N2 reaction occurs in a single step that involves both alkyl halide and nucleophile we can assume a second reaction order for our experiment.

So the reaction rate constant can be determined by the integral methode using the following equation:

(1)

k = reaction rate constant [1/M min]

t = time [min]

C⁰_NaOH = startconcentration of NaOH [M]

C_NaOH = concentration of NaOH [M]

There are different factors, which inflluence the reaction rate.

In our experiment we have to take especially into consideration the influence of the solvent and the temperature.

The velocity of a S_N2 reaction depends of the solvent. For a S_N2 reaction protic solvents containing OH^- groups are the worst, polar aprotic with strong dipoles are the best solvents.DMSO is a polar aprotic and water a protic solvent.

Protic solvents decrease the reaction rate, because they form hydrogen bonds to negatively charged nucleophiles. So the nucleophile`s reactivity toward electrophiles is decreased.

In contrast to that, polar aprotic solvents favor S_N2 reactions by raising the groundstate energy level of the nucleophile reactant. Therefore the required activation energy is reduced and the reaction rate will increase.

Bøckmann et al. describe, that experiments have shown,that in water-DMSO solutions strong bonds between H₂O- and DMSO-molecules are formed:

HOH

\ _´^´

SO---HOH or SO_\^´

/ ^\

\ HOH

According to these facts we can say, that with a higher amount of DMSO in the solution, system`s reactivity increases.

Temperature`s influence

The temperature`s influence on the system is described by the Arrhenius equation:

k(T) = Ae^(-E/RT) (2)

k(T) = reaction rate konstant

E = activation energy [ J/mol ]

A = preexponential factor

R = gas constant = 8,314 J/molK

T = absolute temperature [ K ]

From this equation it can be deduced, that the reaction rate constant and so the reaction rate can be increased by increasing the temperature.

The Arrhenius equation takes only into consideration the influence of the temperature. The other factors like the influence of the solvent, the ion-strength and the pressure are neglected.