TEORIA DAS COLISÕES

Os átomos das moléculas dos reagentes estão sempre em movimento gerando muitas colisões (choques). Parte destas colisões aumentam a velocidade da reação química.
Quanto mais choques com energia e geometria adequada houver, maior a velocidade da reação. 
Há dois tipos de colisões:
- horizontal – colisão mais lenta
- vertical – colisão mais rápida, colisão efetiva

Veja os dois modelos de colisões para a formação de duas moléculas de HCl:

Colisão Horizontal

Observe que após a primeira colisão há a formação de apenas uma molécula de HCl. A segunda molécula se formará na segunda colisão.

Colisão Vertical

Observe que molécula de H2 se aproxima da molécula de Cl2 com muita velocidade.  Em seguida, se chocam violentamente formando duas moléculas de HCl que se afastam logo. A primeira colisão forma o complexo ativado (duas molécuas de HCl). Esta colisão acontece com muita velocidade e portanto mais rápida, mais efetiva. Torna a reação química mais rápida.
O estado intermediário da reação, onde forma-se o complexo ativado é um estado de transição onde há um alto valor de energia envolvido.
O complexo ativado é a espécie química com maior valor energético em toda a reação química que tem vida curtíssima.