碰撞理论（collision theory）

想象两辆车在路上相遇。要让它们撞成一团，必须真的相撞、撞得够狠、而且以合适的角度相遇——轻轻擦一下只会弹开。碰撞理论把化学反应想象成同样的样子：分子必须碰撞、碰撞时带有足够的能量、并且取向正确，键才能重新排布。

该理论指出，反应速率取决于三件事：反应物分子碰撞的频繁程度、这些碰撞中至少带有活化能的那一部分所占的比例、以及恰好排成反应所需取向的那一部分的比例。把这三者相乘就得到速率。这巧妙地解释了为什么加热会加速反应（碰撞更频繁、更猛烈，更多碰撞翻过能量壁垒），以及为什么浓度越高反应越快（每秒碰撞次数更多）。

碰撞理论的价值在于，它是阿伦尼乌斯方程底下那幅简单的物理图像——它赋予活化能（能量门槛）和指前因子（碰撞频率乘以取向要求，后者由空间因子刻画）以意义。它诚实的局限是把分子当成毫无特征的硬球，因此只能粗略地预测速率；对真实分子，更精细的过渡态理论做得更好。