A+X→B+Y。这个“反应方程”的含意是，每当成分A的一个分子遇到成分X的一个分子时，反应将以某个概率发生，并且产生出一个B的分子和一个Y的分子。产生这种有关分子的变化的碰撞，就是一个“反应碰撞”。在所有的碰撞中，只有一部分（通常是很小的一部分，例如1/106）是这种所谓反应碰撞。在大多数情况下，分子维持着它们原来的性质，仅仅是交换能量。

化学动力学处理反应过程中不同生成物的浓度变化。这个动力学是由微分方程描述的，正如运动由牛顿方程描述一样。但是，在这情形中，我们不计算加速度，而是计算浓度的变化率，浓度变化率被表为反应物浓度的函数。因此，X的浓度的变化率dX/dt与溶液中A和X的浓度的积成正比，就是说dX/dt=-kA·X，其中k是一个比例因子，它与温度和压力等量有关，并且为所发生的并导致反应A+X→Y+B的反应碰撞所占的部分提供了一个度量。

因为，在所举的例子中，每当一个X分子消失时，一个A分子也要消失，而且形成一个Y分子和一个B分子，所以它们的浓度变化率是有关系的，即dX/dt=dA/dt=-dY/dt=一dB/dt。 但是，如果一个X分子与一个A分子的碰撞能引起一个化学反应，那末Y与B分子的碰撞就能引起相反的反应。因此，在所说的系统内会发生第二种反应Y+B→X+A，这就为X的浓度带来了附加的变动dX/dt=k′YB。

化合物浓度的总变动量就由正反应和逆反应之差给出。在我们的例子里，dX/dt(=-dY/dt=…)=-kAX+k′YB。 如果任其进行下去，那末一个发生着化学反应的系统就趋于一个化学平衡态。因此，化学平衡态是“吸引中心”态的一个典型例子。无论其初始化学组成如何，该系统都会自发地达到这个最终阶段，其中正反应和逆反应在统计的意义上互相抵消，以致在浓度上不再有任何总体的变动（即dX/dt=0）。

这种统计上的抵消说明平衡浓度间的比率是由AX/YB =k′/k=K给出的。这个结果就是众所周知的“质量作用定律”或哥德堡和瓦格定律，K是平衡常数。由质量作用定律所决定的浓度间的比率对应于化学平衡态，这和温度的均一（在孤立系统的情形）对应于热平衡态是完全一样的。相应的熵产生为零。 在我们讨论化学反应的热力学描述之前，让我们简要地考虑动力学描述的一个附加的方面。

化学反应的速率不仅受到参加反应的分子的浓度和热力学参数（例如压力和温度）的影响，而且可能受到系统中存在某些化学物质的影响，这些化学物质改变反应速率，而它们本身在反应过程中并不变化。这类物质被称为“催化剂”。例如，催化剂可以改变动力常数k或k′的值，或者甚至使系统能沿着一条新的“反应路径”进行反应。在生物学中，这个作用是由一些特殊的蛋白质即“酶”来完成的。

这些大分子的空间配置，使得它们能够改变给定反应的速率。它们常常是极特殊的，只影响一种反应。就酶的催化作用而言，一种可能的机制是提供不同的“反应场所”，反应中的不同分子倾向于把它们自己引向这些场所，因而增加了接触和反应的可能性。