非活化分子转变为活化分子所需吸收的能量为活化能的计算可用阿伦尼乌斯方程求解。阿伦尼乌斯方程反应了化学反应速率常数K随温度变化的关系。在多数情况下，其定量规律可由阿伦尼乌斯公式来描述：

公式（1）：K=Aexp(-Ea/RT)

其中：κ为反应的速率系（常）数；Ea和A分别称为活化能和指前因子，是化学动力学中极重要的两个参数；R为摩尔气体常数；T为热力学温度。

式（1）还可以写成：

公式（2）：lnκ=lnA-Ea/RT

lnκ与-1/T为直线关系，直线斜率为-Ea/R，截距为 lnA。通过实验测出不同温度下的κ值，并将lnκ对1/T作图，即可求出E值。

例：通过Ea计算反应速率系数k

已知某温度下的k和Ea，可根据Arrhenius计算另一温度下的k，或者与另一k相对应的温度T。

2N2O5(g) = 2N2O4 (g) + O2(g)

已知：T1=298.15K, k1=0.469×10s

T2=318.15K, k2=6.29×10s

求：Ea及338.15K时的k3。

Ea=[RT1T2(lnk2/k1)]/(T2-T1)=102kj/mol

lnk3/k1=Ea[(1/T1)-(1/T3)]/R

K3=6.12/1000S

对于更为复杂的描述κ与T的关系式中，活化能E定义为：E=RT2（dlnκ/dT）（3）活化能

在元反应中，并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。S.A.阿伦尼乌斯认为，只有“活化分子”之间的碰撞才能发生反应，而活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能。近代反应速率理论进一步指出，两个分子发生反应时必须经过一个过渡态——活化络合物，过渡态具有比反应物分子和产物分子都要高的势能，互撞的反应物分子必须具有较高的能量足以克服反应势能垒，才能形成过渡态而发生反应，此即活化能的本质。

对于复合反应，由上述实验方法求出的E值只是表观值，没有实际的物理意义。