對元反應來說，阿倫尼烏斯公式中的活化能（Ea）是活化分子的平均能量跟所有分子的平均能量的差。碰撞理論認為，分子碰撞的劇烈程度不取決于A、B兩個分子的總移動能，而取決于它們在質(zhì)心連線方向上的相對移動能。只有這個能量超過某一數(shù)值（叫臨界能εc）時反應才能發(fā)生，碰撞理論就把εc×NA＝Ec叫做反應活化能（NA是阿佛加德羅常數(shù)）。關(guān)于活化能定義目前還沒有完全統(tǒng)一的提法，隨著反應速率理論的發(fā)展，人們對這概念的理解在不斷深化。反應活化能的大小由反應物分子性質(zhì)所決定，也就跟分子的內(nèi)部結(jié)構(gòu)密切相關(guān)。不同反應有不同的活化能（Ea），Ea越低，反應進行得越快。在通常反應溫度下，大多數(shù)反應的活化能在40～400kJ/mol范圍內(nèi)。一般的中和反應Ea＜40kJ/mol，所以中和反應速率很大，用通常的方法難以測定�；罨艿膶嶒灉y定常用阿倫尼烏斯公式的不定積分形式求得
只要測得幾個不同溫度下的反應速率常數(shù)k，以lnk對1/T作圖，得到一條直線，由它的斜率-Ea/R就可求得活化能Ea=-（斜率）×R（R是氣體常數(shù)）。