В основе кинетики биологических процессов лежит кинетика химических реакций, изучающая законы протекания химических процессов во времени, их скорость и механизмы. Химические реакции, в результате которых исходные вещества непосредственно превращаются в продукты реакции (т. е. протекают в одну стадию), называют простыми или одностадийными реакциями. Если же процесс превращения исходных веществ в продукты реакции протекает в несколько стадий, то реакцию называют сложной или многостадийной. Подавляющее большинство биохимических реакций, протекающих в организме, является сложными реакциями.

Химические реакции могут протекать в гомогенной системе, т. е. в пределах одной фазы, или гетерогенной системе, т. е. на границе раздела фаз.

Скорость гомогенной реакции определяется как количество вещества, вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени в единице объема. Следовательно, скорость гомогенной реакции (v) можно определить, как изменение концентрации одного из веществ (Δс), вступающего в реакцию или образующегося при реакции за единицу времени (Δt), при условий постоянства объема реакционной системы:

v = - (Δc/Δt)

Знак минус показывает, что концентрация вещества убывает со временем.

С уменьшением промежутка времени (Δt) отношение Δc/Δt все больше приближается к истинной скорости реакции (v) в данный момент времени (t):

v = - (dc/dt)

В более общем виде скорость химической реакции (αА + βВ = γМ + nN), идущей с участием многих компонентов, можно выразить уравнением:

где СА, СВ... CN —концентрации каждого из компонентов в данный момент времени, α, β...n — стехиометрические коэффициенты этих веществ в уравнении реакции, k — коэффициент пропорциональности, или константа скорости.

Температурная зависимость скорости химической реакции в общем виде выражается уравнением Аррениуса:

где k0 — постоянная для данной реакции величина, e — основание натурального логарифма, E — энергия активации данной реакции, R — универсальная газовая постоянная, T — абсолютная температура.

Из уравнения Аррениуса следует, что с повышением температуры в арифметической прогрессии скорость реакции возрастает в геометрической прогрессии и чем меньше E, тем с большей скоростью протекает реакция (известно мало реакций, скорость которых уменьшается с возрастанием температуры). Скорость ферментативных реакций возрастает с повышением температуры лишь до достижения температуры инактивации данного фермента; с дальнейшим повышением температуры скорость ферментативной реакции уменьшается.

Абсолютные значения констант скоростей наиболее простых химических реакций могут быть рассчитаны на основании теории переходного состояния (или активированного комплекса), предложенной в 1935 г. Эйрингом. В соответствии с этой теорией реакция, выражаемая уравнением: А + ВС  =АВ + С, протекает через стадию образования активированного комплекса (ABC), в котором атом (молекула) В принадлежит в равной степени и исходной молекуле (ВС), и новой — (АВ). В ходе дальнейшей реакции активированный комплекс распадается на конечные продукты А В и С. Теория активированного комплекса дает возможность определить наиболее вероятное направление реакции и рассчитать скорость ее течения.

При изучении кинетики химических реакций и выяснении механизма их течения большое значение имеет установление стехиометрии (молекулярности) реакции, т. е. числа молекул, участвующих в элементарном акте химической реакции, и порядка реакции, т. е. вида уравнения реакции, которое описывает течение данной реакции во времени.

Мономолекулярные реакции (превращение претерпевает одна молекула) могут быть представлены общим уравнением:

А <-> В или А <-> В + D.

К такого рода реакциям относятся изомерные превращения и некоторые реакции разложения (распад молекул йода на атомы при нагревании: I2 = 2I).

В бимолекулярных реакциях участвуют две молекулы вещества (разложение йодистого водорода: 2HI = H2 + I2 или омыление сложных эфиров щелочью: RCOOR1 + NaOH = RCOONa + R1OH).

Если скорость реакции зависит от концентрации одного исходного вещества, то реакция называется реакцией первого порядка. К реакциям первого порядка, кроме указанных выше истинных мономолекулярных реакций, относятся гидролиз сложных эфиров при наличии избытка воды, каталитическое разложение перекиси водорода и др. Эти реакции отличаются тем, что одинаковым промежуткам времени отвечают одинаковые доли прореагировавшего вещества. Скорость таких реакций пропорциональна произведению концентраций двух веществ. Эти реакции называются реакциями второго порядка. Среди биохимических процессов реакции более высокого порядка не встречаются.

Известны химические реакции, скорость которых постоянна и не зависит от концентрации реагирующих веществ. К такого рода реакциям, называемым реакциями нулевого порядка, относятся многие ферментативные процессы при высоких концентрациях субстрата, процесс денатурации белков на поверхностях раздела фаз и др. Для таких реакций между убылью концентрации реагирующего вещества и временем существует прямая пропорциональность.