在化學動力學中，反應速率常數或反應速率系數 k 量化化學反應的速率和方向。

反應物 A 和 B 反應生成產物 C

a A + b B → c C

這里 k(T) 是取決于溫度的反應速率常數，[A] 和 [B] 是物質 A 和 B 的摩爾濃度，以每單位體積溶液的摩爾數表示，假設反應在溶液的整個體積中發生 解決方案。 （對于在邊界發生的反應，可以使用每單位面積 A 或 B 的摩爾數來代替。）

指數 m 和 n 稱為部分反應級數，通常不等于化學計量系數 a 和 b。 相反，它們取決于反應機制，可以通過實驗確定。

對于基本步驟，化學計量和速率定律之間存在關系，由質量作用定律確定。 幾乎所有基本步驟都是單分子或雙分子的。

反應速率由 r = k 1 [ A ] {\displaystyle r=k_{1}[\mathrm {A} ]} 描述，其中 k 1 {\displaystyle k_{1}} 是單分子速率常數 . 由于反應需要分子幾何形狀的變化，因此單分子速率常數不能大于分子振動的頻率。 因此，一般來說，單分子速率常數的上限為 k1 ≤ ~1013 s?1。

對于雙分子步驟

A+B→P

反應速率由 r = k 2 [ A ] [ B ] {\displaystyle r=k_{2}[\mathrm {A} ][\mathrm {B} ]} 描述，其中 k 2 {\ displaystyle k_{2}} 是雙分子速率常數。 雙分子速率常數有一個上限，該上限由分子碰撞的頻率決定，而最快的此類過程受擴散限制。

由于三個或更多分子在其反應構象和相對于彼此的正確方向上發生碰撞以達到特定過渡態的可能性很低，因此很少有三分子或更高階的基本步驟的例子。 然而，在氣相中有一些三元分子的例子。 大多數涉及兩個原子或小自由基或分子在帶走多余能量的惰性第三體存在下的重組，例如 O + O2 + N2 → O3 + N2。 一個公認的例子是氫碘反應中的三分子步驟 2 I + H2 → 2 HI。 在可能提出三分子步驟的情況下，其中一種反應物通常以高濃度存在（例如，作為溶劑或稀釋氣體）。

對于一級反應（包括單分子一步過程），單分子速率常數與反應的半衰期之間存在直接關系： t 1 / 2 = ln ? 2 k {\textstyle t_{ 1/2}={\frac {\ln 2}{k}}} 。 過渡態理論給出了速率常數 k ( T ) {\displaystyle k(T)} 和吉布斯激活自由能 Δ G ? = Δ H ? ? T Δ S ? {\displaystyle {\Delta G{\ddagger }=\Delta H{\ddagger }-T\Delta S{\ddagger }}} ，這個量可以看作是達到過渡態所需的自由能變化。 特別是，這個能壘結合了焓變（ Δ H ? {\displaystyle \Delta H{\ddagger }} ）和熵變（ Δ S ? {\displaystyle \Delta S{\ddagger }} ） 需要達到的反應才能發生： 從過渡態理論得到的結果是 k ( T ) = k B T h e ? Δ G ? / R T {\textstyle k(T)={\frac {k_{ \mathrm {B} }T}{h}}e{-\Delta G{\ddagger }/RT}} ，其中 h 是普朗克常數，R 是摩爾氣體常數。 作為有用的經驗法則，速率常數為 10?4 s?1 的一級反應的半衰期 (t1/2) 約為 2 小時。 對于在室溫下發生的一步過程，相應的吉布斯活化自由能 (ΔG?) 約為 23 kcal/mol。

Arrhenius 方程是一種基本處理方法，它給出了活化能與反應進行的反應速率之間關系的定量基礎。 然后，作為熱力學溫度函數的速率常數由下式給出

k ( T ) = A e ? E a / R T {\displaystyle k(T)=Ae{-E_{\mathrm {a} }/RT}}