قانون سرعة التفاعل (Rate Law) يُعبر عن العلاقة الرياضية بين سرعة التفاعل وتركيزات المواد المتفاعلة. لا يمكن التنبؤ به من المعادلة الكيميائية المتوازنة، بل يجب تحديده تجريبياً. يأخذ القانون عادةً الشكل التالي :

سرعة التفاعل = k [A]u003csupu003emu003c/supu003e [B]u003csupu003enu003c/supu003e

حيث:

*

سرعة التفاعل (Rate):

تُقاس عادةً بتغير تركيز أحد المتفاعلات أو النواتج مع الزمن (مثل M/s أو mol/L·s).
*

k (ثابت سرعة التفاعل):

ثابت يعتمد على درجة الحرارة ونوع التفاعل. كلما زادت قيمة k، زادت سرعة التفاعل.
*

[A] و [B]:

تركيزات المواد المتفاعلة A و B.
*

m و n:

أُسُس تجريبية تُسمى أوامر التفاعل بالنسبة للمادة A والمادة B على التوالي. هذه الأُسُس لا تُحدد من المعادلة الكيميائية المتوازنة بل تُحصل عليها تجريبياً. قد تكون أعدادًا صحيحة، أعدادًا كسرية، أو حتى صفر.

أمثلة على أوامر التفاعل:

*

التفاعل من الرتبة الصفرية (Zero-order):

m = 0 أو n = 0، أي أن سرعة التفاعل مستقلة عن تركيز المتفاعل المعني.
*

التفاعل من الرتبة الأولى (First-order):

m = 1 أو n = 1، أي أن سرعة التفاعل تتناسب طردياً مع تركيز المتفاعل المعني.
*

التفاعل من الرتبة الثانية (Second-order):

m = 2 أو n = 2، أو m = 1 و n = 1، أي أن سرعة التفاعل تتناسب طردياً مع مربع تركيز متفاعل واحد، أو مع حاصل ضرب تركيز متفاعلين.

الرتبة الكلية للتفاعل (Overall order):

هي مجموع أسس المواد المتفاعلة في قانون السرعة (m + n + ...).

ملاحظة هامة:

تحديد قانون سرعة التفاعل يتطلب إجراء تجارب مع تغيير تركيزات المواد المتفاعلة وقياس سرعة التفاعل في كل حالة. ثم يتم تحليل البيانات لتحديد قيم k و m و n.