化學動力學（反應速率）
指前因子（pre-exponential factor）
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假設每一次碰撞都恰好具備反應所需的全部能量——能量壁壘根本不構成障礙。那麼反應會有多快？這個「上限速度」本質上就是指前因子所衡量的東西：反應物分子相互湊到一起、並以可能導致反應的方式相遇的頻繁程度，先不管它們能量夠不夠。
在阿倫尼烏斯方程 k = A·e^(−Eₐ/RT) 中，符號 A 就是指前因子（也叫頻率因子）。它代表假如活化能為零時反應會有的速率常數——從物理上說，它把分子碰撞的頻繁程度和這些碰撞中取向正確的比例打包在一起。隨後那個指數項再把這個最大值削減為真正帶有足夠能量的碰撞所佔的比例。
指前因子之所以重要，是因為它與活化能一起，完全確定了速率常數如何依賴溫度；當你把 ln k 對 1/T 作圖時，可以從截距把它提取出來。兩點誠實的提醒：A 隨溫度的變化很弱（所以我們通常把它當作常數）；而且它往往小於原始的碰撞頻率，因為並非每一次對準又有能量的碰撞都會成功——這一缺口由空間因子來刻畫。
把某反應在幾個溫度下測得的 ln k 對 1/T 作圖：直線的斜率給出活化能，而直線延伸到與坐標軸相交處給出 ln A。於是同一張簡單的圖，既給了你能量山坡的高度，也給了你分子嘗試攀爬的頻繁程度。
從一張阿倫尼烏斯圖：斜率給出 Eₐ，截距給出 A。
A 不是速率常數——它是當溫度極高、幾乎每次碰撞都能量足夠時 k 所趨近的值。「頻率因子」這個名字反映了它與碰撞頻率的聯繫。
又稱
另見