La cinética química se refiere a las tasas de reacciones químicas, es decir, si las reacciones proceden rápida o lentamente. Como ya hemos mencionado, algunas reacciones espontáneas son extremadamente lentas. La cinética química se refiere a las tasas de reacciones químicas, la dependencia de esas tasas de temperatura, concentración y catalizadores, y los mecanismos microscópicos por los cuales ocurren las reacciones.
Se dice que una reacción es unimolecular si, a nivel microscópico, el reordenamiento de la estructura de una sola molécula produce las moléculas de producto apropiadas.
Un segundo tipo de proceso microscópico que puede resultar en una reacción química implica la colisión de dos partículas. Tal proceso se llama proceso bimolecular.
Un proceso termolecular es aquel que implica la colisión simultánea de tres partículas microscópicas. En la fase gaseosa, los procesos termoleculares ocurren con mucha menos frecuencia que los procesos bimoleculares, porque la probabilidad de que tres moléculas se unan al mismo tiempo es menor que una milésima parte de la probabilidad de que dos moléculas colisionen.
Un proceso unimolecular involucra a una sola molécula como reactivo, y su ley de velocidad es de primer orden en ese reactivo. Un proceso bimolecular implica la colisión de dos moléculas. Su ley de tasa es de primer orden en cada una de las especies colisionantes y por lo tanto de segundo orden general. En base a esto podríamos esperar que todas las leyes de tarifas sean de primer orden o segundo orden, pero esta conclusión no concuerda con varias de las leyes de tarifas experimentales descritas anteriormente.
Alterar el mecanismo de una reacción para que la energía de activación sea menor es la segunda forma principal de acelerar la reacción. Un catalizador puede hacer esto participando en el complejo activado para la etapa limitante de velocidad, aunque el catalizador en sí no sea ni un reactivo ni un producto en la ecuación estequiométrica general.
