碰撞理论

碰撞理论认为：反应物分子间的相互碰撞是反应进行的先决条件。反应物分子能量高；碰撞频率越大；碰撞方向有利；有效碰撞次数多，反应速率越大。

过渡状态理论

过渡状态理论认为：当两个具有足够能量的反应物分子相互接近时，分子中的化学键要发生重排，即反应物分子先形成活化配合物的中间过渡状态，活化配合物能量很高，不稳定，它将分解部分形成反应产物。

  该理论认为，活化配合物的浓度；活化配合物分解成产物的概率；活化配合物分解成产物的速率均将影响化学反应的速率。

例如 反应 NO2 ＋ CO ＝ NO ＋ CO2

正反应活化能Ea＝ 活化配合物的势能 － 反应物平均势能

逆反应活化能Ea´＝ 活化配合物的势能 － 产物平均势能

反应的热效应  ΔrHm＝ Ea－ Ea´

结论： 

①若正反应是放热反应，其逆反应必定吸热。不论是放热还是吸热反应，反应物必须先爬过一个能垒反应才能进行。

②如果正反应是经过一步即可完成的反应，则其逆反应也可经过一步完成，而且正逆两个反应经过同一个活化配合物中间体。这就是微观可逆性原理。

③化学反应的热效应 ΔrHm＝ Ea－ Ea´

当 Ea  ＞ Ea´时， ΔrHm＞ 0    反应吸热；

当 Ea  ＜ Ea´时， ΔrHm＜ 0    反应放热。