阿倫尼烏斯公式
非 活化分子轉變為活化分子所需吸收的 能量為活化能的計算可用阿倫尼烏斯 方程求解。阿倫尼烏斯 方程反應了 化學反應速率常數K隨溫度變化的關係。在多數情況下，其定量規律可由 阿倫尼烏斯公式來描述：K=Aexp(-Ea/RT) （1）式中：κ為反應的速率系（常）數；Ea和A分別稱為活化能和 指前因子，是 化學動力學中極重要的兩個參數；R為 摩爾氣體常數；T為熱力學溫度。（1）式還可以寫成：lnκ=lnA-Ea/RT （2）lnκ=與-1/T為直線關係，直線斜率為-Ea/R，截距為 lnA，由實驗測出不同溫度下的κ值，並將lnκ對1/T作圖，即可求出E值。例：由Ea計算反應速率係數k當已知某溫度下的k和Ea，可根據Arrhenius計算另一溫度下的k，或者與另一k相對應的溫度T。2N2O5(g) = 2N2O4 (g) + O2(g)已知：T1=298.15K, k1=0.469×10sT2=318.15K, k2=6.29×10s 求：Ea及338.15K時的k3。Ea=[RT1T2(lnk2/k1)]/(T2-T1)=102kj/mollnk3/k1=Ea[(1/T1)-(1/T3)]/RK3=6.12/1000S對於更為複雜的描述κ與T的關係式中，活化能E定義為：E=RT2（dlnκ/dT）（3）活化能
在 元反應中，並不是反應物分子的每一次碰撞都能發生反應。S.A.阿倫尼烏斯認為，只有“ 活化分子”之間的碰撞才能發生反應，而活化分子的平均 能量與反應物分子平均能量的差值即為活化能。近代 反應速率理論進一步指出，兩個分子發生反應時必須經過一個 過渡態——活化絡合物，過渡態具有比反應物分子和產物分子都要高的勢能，互撞的反應物分子必須具有較高的 能量足以克服反應勢能壘，才能形成過渡態而發生反應，此即活化能的本質。對於 複合反應，由上述實驗方法求出的E值只是表觀值，沒有實際的 物理意義。
