反應速率常數公式

1. 標准平衡常數與反應速率的關系，公式

平衡常數與反應速率系數的關系：Kθ=k正／k逆
反應的平衡常數可以表示為正反應速率系數和逆反應速率系數之比。因為速率系數只取決於溫度，而與濃度無關，所以平衡常數與濃度無關，只與溫度有關。

2. 化學反應速率和反應速率常數的關系

化學反應速率和正逆反應速率的要點：
化學反應速率就是化學反應進行的快慢程度（平均反應速率），用單位時間內反應物或生成物的物質的量來表示。在容積不變的反應容器中，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。
正反應速率和逆反應速率通常表示瞬時速率，平均速率一般表示單位時間內反應物濃度的減小或生成物濃度的增大來表示，實質是正反應速率和逆反應中和後的凈反應速率。
平均反應速率，其大小也與指定時間以及時間間隔有關。隨著反應的進行，開始時反應物的濃度較大，單位時間內反應的進行，開始時反應物的濃度較大，單位時間反應濃度減小得較快，反應產物濃度增加也較快，也就是反應較快；在反應後期，反應物的濃度變小，單位時間內反應物減小得較慢，反應產物濃度增加也較慢，也就是反應速率較慢。

3. 知道化學反應速率常數，怎麼算反應速率

反應速率v=kc^n，其中抄v的單位為mol/(L·s)，濃襲度c的單位為mol/L，根據所給的k的單位可以得到反應級數n的數值，例如k=1L/(mol·s)，則n=2.
再結合k和c的數值，可計算出v的具體數值。

4. 反應速率常數k怎麼求

應速率常數k用公式v=k[c(A)]^n[c(B)]^m計算。在化學動力學中，反應速率常數，又稱速率常數k是化學反應速率的量化表示方式。指數m和n稱為反應級數，取決於反應機理。可由實驗測定。化學反應中有反應速率這個概念.令k為速率常數 ,
則k可理解為當反應物濃度都為單位濃度時的反應速率；
k 由化學反應本身決定,是化學反應在一定溫度時的特徵常數；

相同條件下,k值越大,反應速率越快；
k的數值與反應物的濃度無關.
引入反應級數的概念,
反應級數,表示了反應速率與物質的量濃度的關系,分為零級反應、一級、二級、三級反應.零級反應表示了反應速率與反應物濃度無關.一級反應,相當於 Y = aX + b 型直線方程；c— t ,得一直線,直線斜率的負值是速率常數k
零級反應k的量綱為 mol·dm -3 ·s -1
一級反應k的量綱為 s -1
二級反應k的量綱為 mol -1 ·dm 3 ·s -1
三級反應k的量綱為 mol -2 ·dm 6 ·s -1
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。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。

5. 化學反應速率和反應速率常數的關系是什麼

關系是反應速率常數是測試化學反應速率的表現。

6. 化學反應速率中的k如何計算

K的計算方法：

反應物的摩爾數做底，反應物的系數當做冪指數乘以其他反應物的冪指數除以各種生成物的冪指數。比如N2+3H2=2NH3，算K就是N2的量的1次冪乘以H2的量的3次冪除以生成的NH3的量的平方。

k是速率方程式中的比例系數。

對不同的反應，k的數值各異；對指定的反應，k是與濃度無關而與反應溫度和催化劑等因素有關的數值。

【附】k在數值上等於各濃度均為1mol/L時的反應速率，因此有時也稱k為「比速率」。

(6)反應速率常數公式擴展閱讀：

計算化學反應速率的注意事項：

1、化學反應速率的單位是由濃度的單位(mol•L－1)和時間的單位(s、min或h)決定的，可以是mol•L－1•s－1、mol•L－1•min－1或mol•L－1•h－1，在計算時要注意保持時間單位的一致性。

2、對於某一具體的化學反應，可以用每一種反應物和每一種生成物的濃度變化來表示該反應的化學反應速率，雖然得到的數值大小可能不同，但用各物質表示的化學反應速率之比等於化學方程式中相應物質的化學計量數之比．如對於下列反應：mA + nB ＝ pC + qD

3、化學反應速率不取負值而只取正值。

4、在整個反應過程中，反應不是以同樣的速率進行的，因此，化學反應速率是平均速率而不是瞬時速率。

7. 不同溫度下反應速率常數怎麼算

乙酸乙酯的皂化反應是一個典型的二級反應：
ch3cooc2h5+oh-→ch3coo-+c2h5oh
設反應物乙酸乙酯與鹼的起始濃度相同，則反應速率方程為：
r
=
=kc2
積分後可得反應速率系數表達式：
(推導)
式中：為反應物的起始濃度；c為反應進行中任一時刻反應物的濃度。為求得某溫度下的k值，需知該溫度下反應過程中任一時刻t的濃度c。測定這一濃度的方法很多，本實驗採用電導法。
用電導法測定濃度的依據是：
(1)
溶液中乙酸乙酯和乙醇不具有明顯的導電性，它們的濃度變化不致影響電導的數值。同時反應過程中na+的濃度始終不變，它對溶液的電導有固定的貢獻，而與電導的變化無關。因此參與導電且反應過程中濃度改變的離子只有oh-和ch3coo-。
(2)
由於oh-的導電能力比ch3coo-大得多，隨著反應的進行，oh-逐漸減少而ch3coo-逐漸增加，因此溶液的電導隨逐漸下降。
(3)
在稀溶液中，每種強電解質的電導與其濃度成正比，而且溶液的總電導等於溶液中各離子電導之和。
設反應體系在時間t=0，t=t
和t=∞時的電導可分別以g0、gt
和g∞來表示。實質上g0是
naoh溶液濃度為時的電導，gt是
naoh溶液濃度為c時的電導與ch3coona溶液濃度為-
c時的電導之和，而g∞則是產物ch3coona溶液濃度為
時的電導。即：
g0=k反c0
g∞=k產c0
gt=k反c+k產(c0-
c)
式中k反，k產是與溫度，溶劑和電解質性質有關的比例系數。
處理上面三式，可得
g0-
gt=(k反-
k產)(c0-
c)
gt-
g∞=(k反-
k產)c
以上兩式相除，得
代入上面的反應速率系數表達式，得
k=
上式可改寫為如下形式：
gt=
+
g∞
以gt對作圖，可得一直線，直線的斜率為，由此可求得反應速率系數k，由截距可求得g∞。
二級反應的半衰期t1/2
為：
t1/2=
可見，二級反應的半衰期t1/2
與起始濃度成反比。由上式可知，此處t1/2
即是上述作圖所得直線之斜率。
若由實驗求得兩個不同溫度下的速率系數k，則可利用阿累尼烏斯(arrhenius）公式：
ln=()
計算出反應的活化能ea。
你恐怕要自己代入數值計算才可以得到

8. 反應速率常數k與溫度及h+有何關系

^反應速率常數公式k=Ae^(-E/(kT))，可見與溫度有關，與活化能有關而且與指數前因子A有關。其中，活化能是與是否有催化劑有關，因為催化劑或光改變了反應路徑同時也降低了活化能。其次溶劑也對反應速率常數有影響，溶劑的介電常數，溶劑分子的極性對其有影響，溶劑中電位也對其有影響。溶液濃度和壓力對其無影響。
水解速率常數與溫度，與水的濃度和鹽酸的濃度有關。
實驗原理如下：
蔗糖在水中轉化成葡萄糖與果糖，其反應方程式為
C12H22O11 + H2O === C6H12O6 + C6H12O6
為使水解反應加速，反應常常以H+為催化劑，故在酸性介質中進行。由於在較稀的蔗糖溶液中，水是大量的，反應達到終點時，雖有部分水分子參加反應，但可認為其沒有改變。因此，在一定的酸度下，反應速度只與蔗糖的濃度有關，所有本反應可視為一級反應。該反應的速度方程為： -（dc/dt）=KC 在這個方程中，C為時間t時的蔗糖濃度，K為水解反應的速率常數。