Las moléculas no se transforman en productos de golpe. Primero deben chocar, deformar sus enlaces y subir hasta un punto de máxima energía llamado complejo activado. Solo si llegan a esa cima, la reacción puede seguir adelante hacia los productos.

La teoría del estado de activación, también llamada del estado de transición, describe este camino como coordenada de reacción. Los reactivos son la partida estable de baja energía, la cima es el estado de transición donde existe el complejo activado [A···B]‡ con enlaces a medio romper y formar, y los productos son la llegada. El esfuerzo extra para subir es la energía de activación: Ea = Ecomplejo - Ereactivos.

En el diagrama de energía frente a coordenada de reacción la curva sube hasta el pico y luego baja. La altura hasta el pico es Ea: si es alta la reacción es lenta, si es baja es rápida. La diferencia entre final e inicio es ΔH = Eproductos - Ereactivos, que indica si libera calor (exotérmica, ΔH negativo) o lo absorbe. Por ejemplo, en H2 + I2 → 2HI con 20, 170 y 10 kJ/mol, la Ea directa es 150, la inversa 160 y ΔH -10 kJ/mol, exotérmica.