速率常数

在化學動力學中，反應速率常數，又稱速率常數 k或 λ是化學反應速率的量化表示方式。

對於反應物A和反應物B反應成生成物C的化學反應，反應速率可表示成此式：

$\frac{d[C]}{dt} = k(T)[A]^{m}[B]^{n}$

k(T)是反應速率常數，會隨溫度改變

[X]是假定反應發生處遍佈於固定容積的溶液內，物質X的容積摩尔濃度。(當反應發生於一定範圍，就能以X的單位面積摩尔數表示)

指數m和n稱為反應級數，取決於反應機理。可由實驗測定。

若為一次反應，亦可寫成以下形式：

$\frac{d[C]}{dt} = Ae^\frac{-E_a}{RT}[A]^m[B]^n$

E_a是活化能，R是氣體常數。因為溫度T的分子能量可依波茲曼分布(en:Boltzmann distribution)求得，我們可預知能量大於E_a的碰撞比例隨e^-Ea/RT變化，A 是指數前因子(en:Pre-exponential factor)或頻率因子。

阿瑞尼斯方程式提供了反應進行中反應速率和活化能之關係的定量基礎。

速率係數的單位取決於反應的總級數：

• 對零級反應，速率係數的單位是mol L^-1s^-1 或 mol dm^-3 s^-1
• 對一級反應，速率係數的單位是s^-1
• 對二級反應，速率係數的單位是Lmol ^-1s^-1 或 mol^-1 dm³ s^-1
• 對n級反應，速率係數的單位是mol ^1-nL^n-1s^-1 或 mol^1-n dm^3n-3 s^-1

參見

• 反應速率
• 單步驟反應

http://www.chem.arizona.edu/~salzmanr/480a/480ants/chemkine.html