Teoria stării de tranziție, numită și teoria complexului activat sau teoria ratelor de reacție absolute, tratarea reacțiilor chimice și a altor procese care le consideră ca fiind efectuate printr-o schimbare continuă a pozițiilor relative și a energiilor potențiale ale atomilor și moleculelor constitutive. Pe calea de reacție dintre aranjamentele inițiale și finale ale atomilor sau moleculelor, există o configurație intermediară în care energia potențială are o valoare maximă. Configurația corespunzătoare acestui maxim este cunoscută sub numele de complex activat, iar starea sa este denumită stare de tranziție. Diferența dintre energiile tranziției și stările inițiale este strâns legată de energia experimentală de activare pentru reacție; reprezintă energia minimă pe care trebuie să o achiziționeze un sistem care reacționează sau curge pentru ca transformarea să aibă loc. În teoria stării de tranziție, complexul activ este considerat a fi format într-o stare de echilibru cu atomii sau moleculele în starea inițială și, prin urmare, pot fi specificate proprietățile sale statistice și termodinamice. Rata la care este atinsă starea finală este determinată de numărul complexelor activate formate și de frecvența cu care acestea trec la starea finală. Aceste cantități pot fi calculate pentru sisteme simple folosind principii statistico-mecanice. În acest fel, constanta de viteză a unui proces chimic sau fizic poate fi exprimată în termeni de dimensiuni atomice și moleculare, mase atomice și forțe interatomice sau intermoleculare. Teoria tranziției stării poate fi, de asemenea, formulată în termeni termodinamici. (Vezi cinetica chimică.)
cinetică chimică: teoria tranziției-stare
Ideea unei suprafețe cu energie potențială a pornit de la ideile chimistului fizic olandez Jacobus Henricus van 't Hoff și ale fizicianului suedez
