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:
![{\displaystyle {\frac {d[C]}{dt}}=k(T)[A]^{m}[B]^{n}}](https://wikimedia.org/api/rest_v1/media/math/render/svg/51196ca9e79489908d09ea00b20917cc2530dac6)
k(T)是反應速率常數,會隨溫度改變。假設反應發生在固定容積內,[A]和[B]代表兩種反應物的莫耳濃度。
指數m和n稱為反應級數,取決於反應機理,可由實驗測定。將m和n相加,可得到反應的總級數。
阿瑞尼斯方程式顯示在反應進行時,反應速率和活化能之間的關係。反應常數可表達為
因此,若為一次反應,反應速率可寫成以下的形式:
-
Ea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佈求得,我們可預知能量大於Ea 的碰撞比例隨e-Ea/RT 變化,A 是指數前因子(Pre-exponential factor)或頻率因子。
速率常數的單位取決於反應的總級數。
- 對零級反應,速率系數的單位是mol L-1s-1 或 mol dm-3 s-1
- 對一級反應,速率系數的單位是s-1
- 對二級反應,速率系數的單位是Lmol -1s-1 或 mol-1 dm3 s-1
- 對n級反應,速率系數的單位是mol 1-nLn-1s-1 或 mol1-n dm3n-3 s-1