(voir → l'expérience)
$Zn$ $+$ $2H^+$ $\longrightarrow$ $Zn^{2+}$ $+$ $H_2(g)$
On suit le déroulement de cette réaction soit en mesurant le volume de (di)hydrogène gazeux en fonction du temps, soit, par titration, la décroissance de la molarité des ions hydrogène.
Une telle étude quantitative montre que la vitesse (instantanée) de cette réaction obéit à la loi:
$v$ $=$ $k[H^+]^{\alpha}$avec $\alpha$ $=$ $2$, $[H^+]$ = molarité des ions hydrogène au moment considéré et $k$ une constante dépendant de la température, de la surface de contact des réactifs et de la présence éventuelle de catalyseurs.
On peut montrer qu'à chaque instant,
Pour une réaction chimique quelconque: $aX$ $+$ $bY$ $\longrightarrow$ $cC$ $+$ $dD$ $X,Y$ réactifs; $C,D$ produits; $a,b$ coefficients ("molécularités") des réactifs $c,d$ coefficients des produits on a: $v$ $=$ $k[X]^{\alpha}[Y]^{\beta}$ $\alpha$, $\beta$ = "ordres" par rapport à $X$ , $Y$ $k$ = constante de vitesse
Remarques: - Les ordres $\alpha$, $\beta$ ne sont pas forcément égaux aux molécularités $a, b$ ! $k$ dépend de . la température, . la surface de contact des réactifs . la présence éventuelle de catalyseurs.