Energia aktywacji – jest podawaną często w przeliczeniu na 1 mol substancji wielkością bariery energetycznej (w skali mikroskopowej – bariera potencjału), którą musi pokonać układ reagujących indywiduów chemicznych, aby doszło do reakcji chemicznej. thumb|Zależność energii aktywacji (Ea) od kierunku reakcji i wpływ katalizatora; X, Y – reagenty, ΔH – entalpia swobodna reakcji Energię aktywacji dla reakcji można wyznaczyć na podstawie równania Arrheniusa, opisującego zależność szybkości reakcji od temperatury:
gdzie: – stała szybkości reakcji, – stała dla danej reakcji, zwana też czynnikiem przedwykładniczym, – (uniwersalna) stała gazowa, – temperatura.
Zachodzi więc bezpośredni związek między energią aktywacji i szybkością reakcji: im mniejsze, tym szybkość ta większa. Katalizatory obniżają energię aktywacji przez tworzenie kompleksów przejściowych z substratami. Oprócz tego energia ta jest zależna od wielu czynników.