反應速率常數英文解釋翻譯、反應速率常數的近義詞、反義詞、例句

英語翻譯：

【化】 constant of action; reaction rate constant

分詞翻譯：

反應的英語翻譯：

feedback; reaction; response
【醫】 reaction; response

速率常數的英語翻譯：

【化】 rate constant

專業解析

在化學動力學中，反應速率常數（reaction rate constant），通常用符號k 表示，是一個定量描述化學反應速率快慢的關鍵參數。它體現了在給定條件下（主要是溫度），反應物轉化為産物的内在趨勢或能力大小。

以下是其核心含義的詳細解釋：

定義與公式中的角色：
- 對于基元反應（一步完成的簡單反應），其反應速率定律通常表示為： $$ text{rate} = k [text{A}]^m [text{B}]^n $$ 其中：
  - rate 是反應的瞬時速率。
  - [A], [B] 是反應物 A 和 B 的瞬時濃度。
  - m, n 是對應反應物的反應級數（由反應機理決定）。
  - k 就是反應速率常數。
- 在這個公式中，k 代表了當所有反應物濃度均為單位濃度（通常是 1 mol/L）時，該反應的初始速率。它是一個與濃度無關的常數（在恒定溫度下）。
物理意義：
- 速率快慢的量度：k 值的大小直接反映了反應進行的快慢程度。k 值越大，表明在相同濃度條件下，反應速率越快；k 值越小，則反應速率越慢。
- 内在性質：k 值的大小取決于反應本身的性質（如反應物分子需要斷裂和形成的化學鍵的強度）、反應條件（主要是溫度），以及是否存在催化劑。它反映了在特定條件下，反應物分子有效碰撞并轉化為産物的概率。
與溫度的關系 - 阿倫尼烏斯方程：
- 反應速率常數k 對溫度T 的變化極其敏感。這種關系由瑞典化學家阿倫尼烏斯（Svante Arrhenius）提出的阿倫尼烏斯方程（Arrhenius equation）描述： $$ k = A e^{-E_a / (RT)} $$ 其中：
  - k：反應速率常數。
  - A：指前因子（pre-exponential factor 或 frequency factor），代表單位時間内反應物分子發生碰撞的頻率或有效碰撞的幾何因子，與溫度關系不大。
  - e：自然對數的底數。
  - E_a：反應的活化能（activation energy），是反應物分子轉變為産物分子所需克服的最小能量壁壘。單位通常是 kJ/mol。
  - R：理想氣體常數（8.314 J/mol·K）。
  - T：絕對溫度（單位：K）。
- 該方程表明：
  - 溫度升高，k 值顯著增大。這是因為溫度升高使更多分子具有超過活化能 E_a 的能量，從而增加了有效碰撞的頻率。
  - 活化能 E_a 越高，k 值越小（反應越慢），且 k 對溫度的變化越敏感（即溫度升高對加速高活化能反應的效果更明顯）。
單位：
- 反應速率常數 k 的單位不是固定的，它取決于該反應的總反應級數（即速率定律中所有濃度項指數之和 m + n + ...）。
- 例如：
  - 零級反應：速率 = k → k 的單位是mol·L⁻¹·s⁻¹ (濃度/時間)。
  - 一級反應：速率 = k [A] → k 的單位是s⁻¹ (1/時間)。
  - 二級反應（如速率 = k [A]² 或 k [A][B]）→ k 的單位是L·mol⁻¹·s⁻¹ (1/(濃度·時間))。
- 單位是判斷反應級數的重要線索。
重要性與應用：
- 預測反應速率：結合速率定律和 k 值，可以計算在任意給定反應物濃度下的反應速率。
- 比較反應快慢：在相同條件下（特别是相同溫度），k 值的大小直接用于比較不同反應的快慢。
- 理解反應機理：研究 k 如何隨反應條件（尤其是溫度）變化，是推斷反應機理的重要手段（例如通過測定不同溫度下的 k 值來計算活化能 E_a）。
- 工業過程優化：在化工生産中，精确控制反應速率至關重要。了解 k 及其影響因素（溫度、催化劑）是設計和優化反應器、提高生産效率與選擇性的基礎。
- 藥物代謝與穩定性：在生物化學和藥學中，k 值用于研究藥物在體内的代謝速率以及藥物在儲存過程中的降解速率。

反應速率常數 (k) 是化學動力學中的核心參數，它定量表征了在特定溫度下，化學反應進行的本征快慢程度。其數值大小受溫度影響極大（遵循阿倫尼烏斯方程），并與反應的活化能密切相關。k 的單位取決于反應的總級數。理解 k 對于預測反應行為、比較反應速率、探究反應機理以及在工業和生命科學中的應用都至關重要。

參考來源：

Atkins, P., & de Paula, J. Physical Chemistry (教材，廣泛使用的物理化學權威教材，詳細闡述化學動力學與速率常數)。
Laidler, K. J. Chemical Kinetics (教材，化學動力學領域的經典專著，深入讨論速率常數和阿倫尼烏斯方程)。
IUPAC Gold Book - Rate Constant (國際純粹與應用化學聯合會的标準術語定義)。

網絡擴展解釋

反應速率常數（通常用符號 ( k ) 表示）是化學動力學中的一個核心概念，用于定量描述化學反應的快慢。以下是詳細解釋：

1. 定義

反應速率常數是速率方程中的比例系數，表示在給定溫度下，所有反應物濃度為單位濃度（通常為1 mol/L）時的反應速率。例如，對于反應 ( aA + bB rightarrow ) 産物，速率方程通常為： $$ text{速率} = k[A]^m[B]^n $$ 其中 ( m ) 和 ( n ) 是反應級數，( k ) 的大小直接決定反應的快慢。

2. 影響因素

溫度：溫度升高會顯著增大 ( k )，遵循阿倫尼烏斯公式： $$ k = A cdot e^{-frac{E_a}{RT}} $$ 其中：
- ( A ) 為指前因子（與分子碰撞頻率相關），
- ( E_a ) 為活化能，
- ( R ) 為氣體常數，
- ( T ) 為熱力學溫度。
催化劑：通過降低反應的活化能 ( E_a )，增大 ( k )，但不改變反應的平衡常數。

3. 單位

( k ) 的單位與反應級數相關：

一級反應：( text{s}^{-1} )（如放射性衰變），
二級反應：( text{L} cdot text{mol}^{-1} cdot text{s}^{-1} )（如雙分子反應），
零級反應：( text{mol} cdot text{L}^{-1} cdot text{s}^{-1} )。

4. 物理意義

反應快慢的量化：( k ) 越大，反應達到平衡的速度越快。
條件依賴性：與反應物濃度無關，但受溫度和催化劑影響。
實驗測定：需通過實驗數據拟合速率方程得出，無法直接通過化學計量式推導。

5. 應用示例

工業反應優化：通過調節溫度或催化劑提高 ( k )，縮短生産時間。
藥物代謝研究：分析藥物在體内的分解速率常數，評估藥效持續時間。

總結來說，反應速率常數是連接反應條件與反應速率的關鍵橋梁，其數值綜合反映了溫度、分子碰撞效率及反應能壘對反應動力學的影響。