En reaksjon kan være termodynamisk gunstig og likevel gå sakte fordi reaktantene må nå en overgangstilstand med høyere energi. I Arrhenius-modellen beskriver aktiveringsenergien hvor sterkt hastighetskonstanten påvirkes av temperatur.
Aktiveringsenergi skiller kinetikk fra termodynamikk. Den hjelper oss å forstå antenning, temperaturfølsomhet, katalyse og hvorfor reaktive stoffer kan eksistere sammen lenge.
For to temperaturer gjelder ln(k₂/k₁) = −Eₐ/R(1/T₂ − 1/T₁) når Eₐ og A kan behandles som konstante over intervallet. Selv en moderat temperaturøkning kan derfor gi en stor endring i k.
Med Eₐ = 50,0 kJ mol⁻¹ og temperaturøkning fra 298 til 308 K får vi ln(k₂/k₁) ≈ 0,66, altså k₂/k₁ ≈ 1,9. Hastighetskonstanten blir nesten dobbelt så stor i dette eksemplet.
Ved 298 K har to Arrhenius-modeller samme prefaktor A, men Eₐ er henholdsvis 80 og 50 kJ mol⁻¹. Hvor mye større er k for den lavere barrieren?
Forholdet er exp[(80 000 − 50 000)/(RT)] ≈ exp(12,1) ≈ 1,8 × 10⁵. I virkelige ulike mekanismer trenger ikke prefaktorene være like.
Et reaksjonskoordinatdiagram skiller mellom aktiveringsbarrieren og den totale energiforskjellen mellom reaktanter og produkter. Disse to størrelsene må ikke forveksles.
I flertrinnsreaksjoner kan en målt Arrhenius-helning være en effektiv størrelse. Dersom den hastighetsbestemmende delen av mekanismen endres, kan også den målte Eₐ endres.