La energía de activación (Ea) es la energía mínima que deben tener las moléculas al chocar para que puedan romperse unos enlaces y formarse otros. Es como el empujón inicial para sacar una pelota de un hoyo pequeño y llevarla a otro: aunque el segundo hoyo esté más bajo, sin la subida inicial la pelota no se mueve. Sin ese empujón no hay reacción, aunque los reactivos estén juntos.

Los químicos representan la reacción como una colina. Al inicio están los reactivos con energía media baja, en la cima está el complejo activado, un grupo de átomos a medio camino muy inestable y con energía máxima, y al final están los productos. El punto más alto se llama estado de transición. La altura desde los reactivos hasta la cima es la Ea, y no debe confundirse con la diferencia entre reactivos y productos, que es la energía liberada o absorbida. Con Ea baja, de unos 20 kJ/mol, la reacción es muy rápida; con Ea alta, de unos 120 kJ/mol, es muy lenta.

No basta con que las moléculas choquen, necesitan energía suficiente y orientación correcta. Solo los choques con energía igual o mayor que Ea y con buena posición reaccionan, como piezas de rompecabezas. Al calentar, las moléculas se mueven más rápido y hay más choques que superan Ea, por eso el calor acelera casi todo, pero la Ea no cambia con la temperatura.

La relación entre Ea y velocidad la da la ecuación de Arrhenius: k = A e^(-Ea/(R T)), donde k es la constante de velocidad, A cuenta los choques bien orientados, R es 8,314 J/(mol K) y T es en kelvin. Si Ea es grande, k se hace pequeña. Para calcular Ea se usa ln(k2/k1) = -Ea/R (1/T2 - 1/T1). Por ejemplo, si k pasa de 2,0 a 7,4 al subir de 300 K a 310 K, se obtiene Ea de unos 101 kJ/mol, un valor alto. Un catalizador acelera porque abre un camino nuevo con menor Ea, sin cambiar reactivos ni productos y sin gastarse.