化學動力學（反應速率）
碰撞理論（collision theory）
想象兩輛車在路上相遇。要讓它們撞成一團，必須真的相撞、撞得夠狠、而且以合適的角度相遇——輕輕擦一下只會彈開。碰撞理論把化學反應想象成同樣的樣子：分子必須碰撞、碰撞時帶有足夠的能量、並且取向正確，鍵才能重新排布。
該理論指出，反應速率取決於三件事：反應物分子碰撞的頻繁程度、這些碰撞中至少帶有活化能的那一部分所佔的比例、以及恰好排成反應所需取向的那一部分的比例。把這三者相乘就得到速率。這巧妙地解釋了為什麼加熱會加速反應（碰撞更頻繁、更猛烈，更多碰撞翻過能量壁壘），以及為什麼濃度越高反應越快（每秒碰撞次數更多）。
碰撞理論的價值在於，它是阿倫尼烏斯方程底下那幅簡單的物理圖像——它賦予活化能（能量門檻）和指前因子（碰撞頻率乘以取向要求，後者由空間因子刻畫）以意義。它誠實的局限是把分子當成毫無特徵的硬球，因此只能粗略地預測速率；對真實分子，更精細的過渡態理論做得更好。
糖粉比方糖溶解和反應都快得多，因為粉末暴露出大得多的表面，使每秒的碰撞次數倍增。化學反應一樣，只是接觸更多——這正是碰撞理論所預言的。
表面越多，碰撞越多，反應越快——碰撞理論的體現。
並非每次碰撞都會反應——大多數太弱或取向不對。真正發生反應的那一小部分，正是反應比單純的碰撞頻率所暗示的要慢的原因。
又稱
另見