den energi som reaktantene (atomene eller molekylene som skal undergå en reaksjon) minst må ha for at reaksjonen skal kunne skje. Aktiveringsenergien er da energiforskjellen mellom utgangsenergien og energien til det aktiverte kompleks, det mest energirike mellomstadiet under reaksjonen. Den gjennomsnittlige energien hos reaktantene vil normalt være langt lavere en aktiveringsenergien, men fordi energien er svært ujevnt fordelt mellom reaktantene (Boltzmanns fordelingslov) og fordi energien hele tiden utveksles dem imellom, så vil etter en viss tid alle reaktantene kunne ha fått høy nok energi, og reaksjonen ha gått til ende. Fordi både den gjennomsnittlige energien og energiforskjellene øker med temperaturen, vil høyere temperatur gjøre at flere reaktanter har høyere energi enn aktiveringsenergien. Derfor er det en nøye sammenheng mellom reaksjonshastighet og aktiveringsenergi: , der k er en karakteristisk konstant for reaksjonshastigheten, Boltzmann-konstanten, Ea er aktiveringsenergien, R er en universell konstant, gasskonstanten, T er temperaturen og A er en reaksjonsavhengig konstant.
Man kan bestemme aktiveringsenergien hvis man kjenner reaksjonshastigheten ved to temperaturer. Den er normalt tilnærmet konstant over et større temperaturområde. En tommelfingerregel sier at en reaksjonshastighet fordobles når temperaturen stiger 10 K, og dette tilsvarer en aktiveringsenergi på ca. 50 kJ/mol.
En katalysator vil normalt øke en reaksjonshastighet ved å redusere aktiveringsenergien. Den reagerer med en eller flere av reaktantene og danner mellomprodukt. I mange tilfeller er aktiveringsenergien så høy at en reaksjon ikke kan skje. Da kan man tilføre reaktantene energi ved f. eks. elektromagnetisk stråling, ultrafiolett stråling, synlig lys eller radioaktivitet.