La cinética química es el campo de la química que se ocupa de la rapidez o velocidad con la que ocurren las reacciones químicas, es decir, la desaparición de reactivos para convertirse en productos; así como de los mecanismos de las mismas.
Velocidades de reacción.
Se define la velocidad de una reacción química como la cantidad de sustancia formada (si tomamos como referencia un producto) o transformada (si tomamos como referencia un reactivo) por unidad de tiempo. La velocidad de reacción no es constante.
aA + bB longrightarrow gG + hH
aA + bB longrightarrow gG + hH



Factores que influyen en la rapidez de reacción.
Existen varios factores que afectan la velocidad de una reacción química: la concentración de los reactivos, la temperatura, la existencia de catalizadores y la superficie de contactos tanto de los reactivos como del catalizador.

Temperatura

La rapidez de reacción aumenta con la temperatura porque al aumentarla incrementa la energía cinética de las moléculas. Con mayor energía cinética, las moléculas se mueven más rápido y chocan con más frecuencia y con más energía.

Estado Físico
Si en una reacción interactúan reactivos en distintas fases, su área de contacto es menor y su velocidad también es menor. En cambio, si el área de contacto es mayor, la velocidad es mayor.
Al encontrarse los reactantes en distintas fases aparecen nuevos factores cinéticos a analizar. La parte de la reacción química, es decir hay que estudiar las velocidades de transporte, pues en la mayoría de los casos estas son mucho más lentas que la velocidad intrínseca de la reacción y son las etapas de transporte las que determinan la cinética del proceso.

Concentración de los reactivos
La mayoría de las reacciones son más rápidas cuanto más concentrados se encuentren los reactivos. Cuanta mayor concentración, mayor frecuencia de colisión.
La obtención de una ecuación que pueda emplearse para predecir la dependencia de la velocidad de reacción con las concentraciones de reactivos es uno de los objetivos básicos de la cinética química. Esa ecuación, que es determinada de forma empírica, recibe el nombre de ecuación de velocidad. De este modo si consideramos de nuevo la reacción hipotética la velocidad de reacción "r" puede expresarse como
 v = k[A]^{m}[B]^{n} ,!
v = k[A]^{m}[B]^{n} ,!
Los términos entre corchetes son las molaridades de los reactivos y los exponentes m y n son coeficientes que, salvo en el caso de una etapa elemental no tienen por que estar relacionados con el coeficiente estequiométrico de cada uno de los reactivos. Los valores de estos exponentes se conocen como orden de reacción.
Hay casos en que la velocidad de reacción no es función de la concentración, en estos casos la cinética de la reacción está condicionada por otros factores del sistema como por ejemplo la radiación solar, o la superficie específica disponible en una reacción gas-sólido catalítica, donde el exceso de reactivo gas hace que siempre estén ocupados todos los centros activos del catalizador.



Teoría del complejo activado
Según la teoría del complejo activado, cuando las moléculas de los reactivos se aproximan, experimentan una deformación que, en el choque, da lugar a un estado intermedio de alta energía y corta duración: el complejo activado.
El complejo activado es una combinación de las moléculas formando así los productos o los reactivos iniciales. Sólo puede formarse si las moléculas de los reactivos disponen de una energía igual o superior a la denominada energía de activación.
La energía de activación es la energía adicional que deben absorber las moléculas de los reactivos para que, al colisionar, lleguen a formar el complejo activado(es la barrera de energía que han de superar).
Sólo una pequeña parte de las moléculas que chocan tienen la suficiente energía para alcanzar o superar esta barrera y por ello serán las únicas que puedan participar en la relación.