意義與機制
反應速率是指產物形成或反應物消耗的速度。 反應物的濃度降低，會改變粒子發生和反應的機會。
在第一級反應模型中，消耗速率與當前濃度成比例。通常，隨著溫度的升高，能夠克服活化能的碰撞比例增加，從而導致速率常數增加。
關係與條件
一階反應遵循 [A]=[A]₀e⁻ᵏᵗ。 雅各布斯方程 k=Aexp(−Ea/RT) 描述了速率常數與活化能之間的關係，適用於合適的溫度範圍。
反應的程度並非總是可以透過平衡方程式的係數來直接讀取的。實際的反應速率規律必須透過實驗和反應機理來確定。
觀察實驗中需要注意的事物
溫度變化會改變速率常數 k，而濃度變化會改變初始速度 v₀ = k[A]₀，其中 k 保持不變。
這是一個假設的，一級不可逆反應。 使用頻率因子 A=1.00×10⁷ s⁻¹, Ea=50 kJ/mol, R=8.314 J/(mol·K)。 這是一個恆容且恆溫的，反向反應，擴散，以及熱量產生被忽略。 粒子數量和碰撞次數在計算中未被使用。
關鍵關係與符號
k = A·exp(−Ea/RT) · [A] = [A]₀e⁻ᵏᵗ
| 符號 | 含義 | 單位 |
|---|---|---|
| k | 一級速率常數 | s⁻¹ |
| Ea | 活化能 | J/mol |
| T | 絕對溫度 | K |
透過範例確認
如果反應是第一級反應，如果初始濃度翻倍，會發生什麼變化？
v₀=k[A]₀。 在相同的溫度下，k是常數，而半衰期是 ln2/k，它與濃度無關。
常見誤解
- 反應速率增加以及最終平衡產物的比例增加，是兩個不同的問題。