化学反应产生的先决条件，是反应物分子之间必须相互接触，然后才能互相作用，否则就不可能引起反应。不过反应物分子之间，并不是每一次碰撞都能产生反应的。以气体间的反应来说，我们知道，气体分子是以极大的速率向各个方向运动着，分子之间不断地相互碰撞，倘若每一次碰撞都能引起反应，那么一切气体反应都能在瞬间完成，而且反应速率应相当接近，可是事实并不是这样。据研究，在一定温度下，气体分子具有一定的平均能量，但不是所有分子都具有这样大的能量的，有的分子能量高些，有的分子能量低些。只有极少数具有能量比平均值高得多的分子，它们才能发生有效的碰撞；也就是说，碰撞后才能引起反应，这样的分子叫做活化分子。活化分子具有的最低能量，与同温度下分子的平均能量之差叫做活化能，这是反应物分子在一定条件下进行反应，所必须具备的能量。不同的反应，具有不同的活化能，反应的活化能越低，活化分子的百分数就越大，反应就越快。活化能的单位通常是KJ/mol。

例如，实验测得：

2SO₂＋O₂2SO₃      反应的活化能为209KJ/mol；

2N₂O₅4NO₂＋O₂ 反应的活化能为100.32KJ/mol

活化分子和活化能的概念，可用来解释浓度、温度等因素对反应速率的影响。对某一反应来说，在一定温度下，活化分子在反应物分子中所占的百分数是一定的。因此，单位体积内活化分子的数目，是和单位体积内反应物分子的总数成正比，也就是和反应物的浓度成正比。显然，当反应物的浓度增大时，单位体积内活化分子的数目也相应地增多，这样也就增加了单位时间内有效碰撞的次数，因此反应速率加快。另外，如果升高反应温度，则分子运动加快，从而增加了单位时间内分子间的碰撞次数；更重要的是由于一些分子获得了能量，增加了活化分子的百分数，因而加快了反应速率。

至于催化剂加快反应速率的原因，乃是由于降低了反应的活化能，增加了活化分子的百分数的缘故。