化學動力學（反應速率）
速率常數（rate constant）
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假設兩間廚房用同樣的食譜、同樣分量的每種配料，可有一間卻做得更快——也許它更暖和，或者它的器具更趁手。速率常數（記作 k）抓住的正是反應這種內在的「積極性」：它是速率方程裡的那個比例係數，在把濃度都算進去之後，決定了整體的速度。
在速率方程「速率 = k[A]^m[B]^n」裡，速率常數 k 是把濃度和速度聯繫起來的那個數。它不取決於你有多少反應物，卻強烈地依賴於溫度（升溫時急劇增大）以及是否有催化劑在場。它的單位不是固定的——會隨反應總級數而變，以保證速率算出來始終是「濃度每時間」，這本身也是判斷級數的一個方便線索。
速率常數之所以重要，是因為它是一個乾淨、與濃度無關的量度，描述某個特定反應在給定條件下跑得多快，因而成了你在不同反應間比較、或代入阿倫尼烏斯方程的那個量。需要誠實說明的是：k 只在溫度固定時才「常」——一旦改變溫度，k 就會變，而且往往變化巨大，這正是為什麼 35 ℃ 下的反應會比放進冰箱裡的同一反應快得多。
過氧化氫的分解在室溫下速率常數很小，所以一瓶能存放好幾個月。加一小撮二氧化錳或一滴血，催化劑把 k 抬得極高，同樣的過氧化氫幾秒鐘內就翻騰著放出氧氣——同一個反應，k 大得多。
同一個反應，兩個截然不同的 k 值——溫度和催化劑決定 k。
不要把速率常數 k 和平衡常數 K 混為一談：k 決定反應進行得多快，K 決定反應進行得多徹底。它們是回答不同問題的不同量。
又稱
另見