Dans ce modèle, il y a 3 facteurs qui vont influencer la cinétique chimique : 

La concentration en réactifs :

• La concentration en réactifs augmente la vitesse de la réaction.
• Seule exception : la réaction d’ordre 0. 

L’utilisation d’un catalyseur :

L’utilisation d’un catalyseur modifie le chemin réactionnel en changeant la constante cinétique ‘k’. Par exemple, il peut abaisser l’énergie d’activation, modifie les angles de collision, …

 La température du système réactionnel :

La température augmente la vitesse des molécules, ce qui augmente la fréquence des collisions et donc la vitesse de réaction est accélérée (cas général). Néanmoins, dans certaines situations, une augmentation de la température peut diminuer la vitesse de réaction, c’est le cas notamment des réactions impliquant des catalyseurs. Dans cellesci, une élévation de la température défavorise l’adsorption, ce qui va diminuer la vitesse de réaction.

PS : La figure VI montre le déroulement d’une réaction impliquant un catalyseur : L’hydrogénation de l’éthylène.

Pour qu'il y ait réaction, il faut que les molécules se rencontrent. Nous introduisons donc un facteur Z qui rend compte du nombre de chocs entre les molécules. Ce facteur augmente avec la vitesse des molécules (et donc avec la température, cfr. théorie cinétique des gaz).

A coté de cela, il faut encore que l'angle de contact entre les molécules permette à la réaction de se produire (rupture et création de liens). C'est le facteur géométrique P qui représente la probabilité pour que géométriquement le choc soit efficace (cfr. figure IV). Pratiquement il varie entre 10-8 et 1 (Pour les réactions entre atomes gazeux, P = 1. Pour des réactions entre molécules de plus en plus complexes, il devient de plus en plus petit).

Finalement, la réaction chimique consiste en une modification des liens chimiques. Il faut donc que les liens dans la molécule A et dans la molécule B soient rompus et que les liens de C et de D soient créés. Il existe donc un moment où, les liens de A et de B ne sont pas encore cassés complètement, et où les liens de C et D sont déjà partiellement créés. Cet état intermédiaire, hautement instable, est appelé le complexe activé et est très énergétique. Il y a donc, pour que la réaction se produise, une barrière de potentiel à franchir afin d’atteindre ce complexe activé (voir figure V). Pour cela il faut que les molécules A et B de départ possèdent une énergie suffisante.

Nous rappelons ici que l'énergie des particules en phase gazeuse est donnée par leur vitesse, et que toutes les molécules n'ont pas la même vitesse : la distribution de vitesse des molécules est donnée par l'équation de Maxwell-Boltzmann et la dépendance en l'énergie cinétique est une exponentielle décroissante. Cette exponentielle se retrouve donc dans l'équation cinétique.

Seules les particules présentant une certaine vitesse ont l'énergie cinétique suffisante pour que le complexe activé puisse être atteint, comme le montre la figure IV.

La détermination expérimentale de cette énergie d'activation se fait en étudiant la réaction à différentes températures.

Nous portons ensuite le logarithme népérien de k en fonction de l'inverse de la température et la pente de la droite obtenue nous donne le terme (-Ea/R) où R est la constante des gaz. Le dernier facteur est la fréquence des collisions en phase gazeuse qui est influencée, entre autres, par la concentration en réactifs ou la température (qui augmente la vitesse des molécules).