)活化能
非活化分子转变为活化分子所须吸收的能量。温度对化学反应速率的显著影响，有许多经验的说法。例如，温度每升高10℃，化学反应速率增加2～3倍即其中之一。此定量规律以及对此显著的温度效应的解释是由S.A.阿伦尼乌斯在1889年首先提出的，称为指数定律：
k＝A exp【－Ea/(RT)】
ln k＝ln A－Ea/(RT)
式中Ea和A分别为实验活化能和指前因子,是化学动力学中极重要的两个参数;R为气体常数;T为热力学温度。从指数定律看,活化能的变化对速率常数k的影响比指前因子的变化更显著。由于可用实验测定不同温度下的k值，Ea和A值可分别由 1nk对1/T图中直线的斜率和截距求得（图1）。
活化能
过渡态中原子间的相互作用能，决定了反应势能垒的高度。势能垒的存在就是活化能的本质。指数定律中Ea反映了反应势能垒的存在，指前因子A则与分子的碰撞频率相关。 在一定的温度下，反应物分子中能量的分布服从一定的分布定律──玻耳兹曼分布律。据此，互撞分子的能量有很高值的只占极少数。因此,反应活化能越大,能达到过渡态的分子的百分率越小,反应的速率就越低,但是由玻耳兹曼分布律可知，提高温度，则高能量分子的比例增加比较迅速。这就解释了反应速率的显著的温度效应。
如果一个反应的真正机理并不和计量方程所表示的一致，则由实验求出的Ea值和A值只是表观的值。
