有效碰撞与活化分子：

1．化学反应过程就是反应物分子分裂成原子，原子重新组合成生成物分子的过程，也就是反应物分子中化学键断裂、生成物分子中化学键形成的过程。
2．旧键的断裂和新键的形成都是通过反应物分子 (或离子)的相互碰撞来实现的。反应物分子(或离子)问的碰撞是化学反应发生的先决条件，但并不是反应物分子的每次碰撞都能发生化学反应。
3．能够发生化学反应的分子碰撞叫做有效碰撞，把能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子。活化分子具有比普通分子(非活化分子)更高的能量。活化分子在碰撞后有可能使原子问的化学键断裂，从而导致化学反应的发生。但并不是活化分子的每次碰撞都能引起化学反应。
4．分子间的自由碰撞必然会有不同的碰撞取向。研究发现，有效的分子碰撞，分子除了要有足够的能量以外，还要有合适的碰撞取向。从分子能量的方面来看，活化分子具备发生有效碰撞的条件。从分子碰撞取向的方向来看，活化分子的某次碰撞并不一定能引发化学反应。若活化分子碰撞取向合适，才能发生化学反应；若活化分子碰撞取向不合适，则化学反应不能发生。也就是说，只有活化分子以合适的取向发生碰撞，才能使分子内的化学键断裂，从而引发化学反应。或者说，具有较高能量的活化分子按照合适的取向所发生的有效碰撞才能引发化学反应。
5．为了把“有效碰撞”概念具体化，人们把能够发生有效碰撞的分子叫做活化分子，同时把活化分子所多出来的那部分能量叫做活化能，因此活化能是活化分子平均能量与普通反应物分子平均能量的差值。
6．活化能相当于化学反应的“门槛”，对于同一化学反应，其活化能越低，反应速率越快。催化剂就是通过参与反应，改变反应历程，降低反应的活化能来提高反应速率的。

(1)活化分子：在相同温度下，分子的能量并不完全相同，有些分子的能量高于分子的平均能量，称为活化分子。能够发生有效碰撞的一定是活化分子，但是活化分子不一定发生有效碰撞。不是反应物分子之间的任何一次直接作用都能发生反应，只有那些能量相当高的分子之间的直接作用才能发生反应。增大浓度单位体积内分子数增多，活化分子数也增多，使反应速率增大。
(2)活化能：分子从常态转变为容易发生化学反应的活跃状态所需要的能量称为活化能。
催化剂能够降低反应所需的能力，使更多的反应物分子成为活化分子，增大了单位体积内反应物活化分子所占的百分数，从而使反应速率增大。
(3)有效碰撞：活化分子相互碰撞后，才能使旧键断裂，发生化学反应，这样的碰撞叫做有效碰撞。浓度一定时，升高温度，反应物分子能量增加，使原来一部分能量较低的分子变成活化分子，从而增加了活化分子的百分数，使有效碰撞的次数增多，从而使反应速率增大。