化學動力學，也稱為反應動力學，是物理化學的一個分支，與理解化學反應的速率有關。 它與化學熱力學形成對比，化學熱力學處理反應發生的方向，但其本身并沒有說明其速率。 化學動力學包括研究實驗條件如何影響化學反應的速度和產生有關反應機理和過渡態的信息，以及構建也可以描述化學反應特征的數學模型。

1864 年，Peter Waage 和 Cato Guldberg 通過制定質量作用定律開創了化學動力學的發展，該定律指出化學反應的速度與反應物質的數量成正比。

Van 't Hoff 研究化學動力學，并于 1884 年出版了他著名的 études de dynamique chimique。 1901年，他因發現溶液中的化學動力學定律和滲透壓定律而獲得xxx屆諾貝爾化學獎，以表彰他做出的非凡貢獻。 在 van 't Hoff 之后，化學動力學處理反應速率的實驗測定，從中推導出速率定律和速率常數。 零級反應（反應速率與濃度無關）、一級反應和二級反應存在相對簡單的速率定律，并且可以推導出其他反應。 基本反應遵循質量作用定律，但逐步反應的速率定律必須通過結合各個基本步驟的速率定律來導出，并且可能變得相當復雜。 在連續反應中，決速步驟通常決定動力學。 在連續的一級反應中，穩態近似可以簡化速率定律。 反應的活化能通過 Arrhenius 方程和 Eyring 方程通過實驗確定。 影響反應速率的主要因素包括：反應物的物理狀態、反應物的濃度、反應發生的溫度以及反應中有無催化劑。

Gorban 和 Yablonsky 認為化學動力學的歷史可以分為三個時代。 xxx個是尋找化學反應的一般規律并將動力學與熱力學相關聯的范特霍夫波。 第二個可以稱為 Semenov-Hinshelwood 波，強調反應機制，尤其是鏈式反應。 第三個與 Aris 和化學反應網絡的詳細數學描述有關。

反應速率取決于發生反應的物質。 酸/堿反應、鹽的形成和離子交換通常是快速反應。 當分子之間形成共價鍵并形成大分子時，反應往往會變慢。

反應物分子中鍵的性質和強度極大地影響了它們轉化為產物的速率。

反應物的物理狀態（固態、液態或氣態）也是變化率的一個重要因素。 當反應物處于同一相時，如在水溶液中，熱運動使它們接觸。 然而，當它們處于不同的相中時，反應僅限于反應物之間的界面。 反應只能發生在它們的接觸區域； 在液體和氣體的情況下，在液體的表面。 可能需要劇烈搖動和攪拌以使反應完成。

這意味著固體或液體反應物越細，每單位體積的表面積就越大，與其他反應物的接觸越多，因此反應越快。 打個比方，生火是用木屑和小樹枝，不會馬上用大木頭。 在有機化學中，水反應是均相反應比異相反應發生得更快的規則的例外（溶質和溶劑不能正確混合的那些反應）

在固體中，只有那些在表面的粒子才能參與反應。 將固體粉碎成更小的部分意味著更多的顆粒出現在表面，并且這些顆粒與反應物顆粒之間的碰撞頻率增加，因此反應發生得更快。 例如，果子露（粉末）是非常細的蘋果酸（一種弱有機酸）粉末和碳酸氫鈉的混合物。 與口腔中的唾液接觸時，這些化學物質會迅速溶解并發生反應，釋放出二氧化碳并產生嘶嘶聲。