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反應速率常數，在化學動力學中，又稱速率常數 k或 λ是化學反應速率的量化表示方式。
簡介
反應速率即化學反應進行的快慢，單位為mol/(L·s)或mol/(L·min)。用單位時間內反應物的濃度的減少或生成物濃度的增加量來表示。濃度單位一般用摩爾·升，時間單位用秒、分或小時。化學反應並非均勻速率進行:反應速率分為平均速率(一定時間間隔里平均反應速率)和瞬時速率(給定某時刻的反應速率)，可通過實驗測定。反應物本身的性質，外界因素:溫度，濃度，壓強，催化劑，光，激光，反應物顆粒大小，反應物之間的接觸面積和反應物狀態，x射線，γ射線，固體物質的表面積，與反應物的接觸面積，反應物的濃度也會影響化學反應速率。
評價
影響反應速率的因素
除了反應物的性質以外，濃度、溫度和催化劑也是影響反應速率的重要因素。氣體反應的快慢還與壓力有關。增加反應物的濃度，即增加了單位體積內活化分子的數目，從而增加了單位時間內反應物分子的有效碰撞的次數，導致反應速率加快。提高反應溫度，即增加了活化分子的百分數，也增加了單位時間內反應物分子有效碰撞的次數，導致反應速率加快。使用正催化劑，改變了反應歷程，降低了反應所需的活化能，使反應速率加快。在化工生產中，常控制反應條件來加快反應速率，以增加產量。有時也要採取減慢反應速率的措施，以延長產品的使用時間。[1]