Ред хемијске реакције представља збир експонената над концентрацијама у изразу за брзину реакције. Ред реакције је параметар који се за дати кинетички систем експериментално одређује из израза за брзину процеса. Уколико је брзина дата емпиријском једначином:

${\displaystyle v=k[A]^{l}[B]^{m}\,,}$

ред реакције се дефинише збиром експонената ${\displaystyle n=l+m}$.

Ред реакције одређен из емпиријске кинетичке једначине може имати вредности 0, 1/2, 1, 3/2, 2 итд. И поред чињенице да се већина хемијских реакција одвија по сложеном механизму, може се навести велики број примера реакција нултог, првог и другог реда.

Брзина реакције нултог реда је независна од концентрације реактаната. Повећање концентрације реагујућих врста неће довести до пораста брзине реакције. Закон брзине реакција нултог реда дат је изразом:

${\displaystyle \ v=k}$

где је ${\displaystyle \ v}$ - брзина реакције а ${\displaystyle \ k}$ - константа брзине (чије су димензије концентрација/време). Брзина се код овог типа реакција не мења са временом, константна је, за разлику од свих осталих типова реакција код којих брзина реаговања неког реактанта опада у току реакције.

Ако израз за брзину напишемо у облику:

${\displaystyle -{\frac {d[A]}{dt}}=k}$

па ову једначину интегралимо,уз граничне услове да је у моменту ${\displaystyle t=0}$ ,${\displaystyle A=A_{0}}$ добиће се израз:

${\displaystyle \ [A]=[A]_{0}-kt}$

Одавде се види да концентрација опада линеарно са временом. Константа брзине се одређује са графика зависности ${\displaystyle \ [A]=f(t)}$. Из нагиба ове праве одређује се вредност константе брзине.

Реакције нултог реда су фотохемијске реакције и каталитичке реакције под одређеним условима.

Реакција ће бити првог реда ако се брзина реакције може изразити једначином:

${\displaystyle v=k[A]}$

Реакција је првог реда у односу на реактант А а нултог реда у односу на све остале реактанте. Може одговарати различитим стехиометријским односима у реакционом систему A=Z; A=2Z; 2A=Z; A+B=Z; 2A+B=Z.

Уколико се израз за брзину реакције:

${\displaystyle -{\frac {d[A]}{dt}}=k[A]}$

преуреди

${\displaystyle {\frac {d\left[A\right]}{\left[A\right]}}=-\mathrm {k} dt}$

и интеграли, уз граничне услове да је концентрација реактанта на почетку реакције ${\displaystyle t=0}$ , ${\displaystyle [A_{0}]}$ а у моменту ${\displaystyle t=t}$, ${\displaystyle [A]}$

${\displaystyle \int _{\left[A\right]_{0}}^{\left[A\right]}{\frac {d\left[A\right]}{\left[A\right]}}=-\mathrm {k} \int _{0}^{t}dt}$

добија се израз који описује промену концентрације А са временом

${\displaystyle \left[A\right]=\left[A\right]_{0}e^{-\mathrm {k} t}}$

У случају реакције првог реда концентрација реактанта А експоненцијално опада са временом, што је описано горњом једначином. Ако логаритмујемо овај израз добићемо линеарну зависност концентрације са временом.

${\displaystyle \ \ln {[A]}-\ln {[A]_{0}}=-kt}$

Из графика зависности логаритма концентрације од времена може се одредити константа брзине реакције (нагиб праве -к).

Реакције другог реда су оне у којима је брзина пропорционална производу концентрације два иста или различита реактанта. Први случај се догађа ако се два молекула једног реактанта трансформишу у продукт, по стехиометријској једначини:

${\displaystyle 2A\to C}$

а други ако долази до реакције:

${\displaystyle A+B\to C}$

у којој су почетне концентрације реактаната исте. У оба случаја израз за брзину реакције се пише у облику:

${\displaystyle -{\frac {d[A]}{dt}}=k[A]^{2}}$

Када се мало преуреди ова једначина,

${\displaystyle {\frac {d\left[A\right]}{\left[A\right]^{2}}}=-\mathrm {k} dt}$

и интеграли, уз услове да је концентрација реактанта на почетку реакције ${\displaystyle t=0}$ ,${\displaystyle [A_{0}]}$ а у моменту ${\displaystyle t=t}$, ${\displaystyle [A]}$

${\displaystyle \int _{\left[A\right]_{0}}^{\left[A\right]}{\frac {d\left[A\right]}{\left[A\right]^{2}}}=-\mathrm {k} \int _{0}^{t}dt}$

решење интеграла ће бити:

${\displaystyle {\frac {1}{\left[A\right]}}-{\frac {1}{\left[A\right]_{0}}}=\mathrm {k} t}$

Ако се ${\displaystyle {\frac {1}{\left[A\right]}}}$ прикаже у функцији од времена, добиће се права са нагобом ${\displaystyle k}$(константа брзине) и одсечком ${\displaystyle {\frac {1}{\left[A\right]_{0}}}}$.

Ако почетне концентрације реактаната A и B нису једнаке, интегрална једначина која се добија у том случају је:

${\displaystyle \ln({\frac {[A][B_{0}]}{[A_{0}][B]}})=([B_{0}]-[A_{0}])kt}$

Реакција н-тог реда се дефинише као она реакција у којој је брзина пропорционална н-том степену концентрације реактаната, нпр. реактанта А подигнутог на н-ти степен, или производу концентрација н реактаната ако су њихове почетне концентрације међусобно једнаке.

${\displaystyle \mathrm {v} =\mathrm {k} \left[A\right]^{N}}$

или

${\displaystyle -{\frac {d\left[A\right]}{dt}}=\mathrm {k} \left[A\right]^{N}}$

преуређено, раздвојене променљиве

${\displaystyle {\frac {d\left[A\right]}{\left[A\right]^{N}}}=-\mathrm {k} dt}$

интеграција

${\displaystyle \int _{\left[A\right]_{0}}^{\left[A\right]}{\frac {d\left[A\right]}{\left[A\right]^{N}}}=-\mathrm {k} \int _{0}^{t}dt}$

општа интегрална једначина

${\displaystyle \left({\frac {1}{N-1}}\right)\left({\frac {1}{\left[A\right]^{N-1}}}-{\frac {1}{\left[A\right]_{0}^{N-1}}}\right)=\mathrm {k} t}$

• Брзина хемијске реакције

• Дондур, др Вера (1982). Хемијска кинетика. Београд: Универзитет у Београду, Природноматематички факултети, Факултет за физичку хемију. ISBN 8687139049 неважећи ISBN.