活化能是化學反應中一個重要的概念，它表示非活化分子轉變為活化分子所需的最低能量。活化能的計算可以通過阿倫尼烏斯方程進行求解，該方程描述了化學反應速率常數K隨溫度T的變化關係。阿倫尼烏斯方程的常用形式為：
阿倫尼烏斯方程：
K = Ae^(-Ea/RT)
lnK = lnA - Ea/RT
其中：
K 是反應速率常數
A 是指前因子（頻率因子）
Ea 是活化能
R 是氣體常數（8.314 J/mol·K）
T 是熱力學溫度（單位：開爾文）
通過實驗測得不同溫度下的速率常數K值，並繪製lnK對1/T的圖形，可以求出活化能Ea。活化能的單位通常是焦耳（J）。
其他相關公式：
吉布斯自由能與活化能的關係：ΔG = ΔH - TΔS，其中ΔG與活化能Ea有關聯。
活化能與反應速率係數的關係：Ea = RT2(dlnκ/dT)。
注意：
阿倫尼烏斯方程主要適用於溫度範圍較窄的情況，對於極端溫度或複雜反應，可能需要考慮其他速率理論。
活化能的概念和計算在化學反應動力學中非常重要，它幫助理解反應速率和反應機理。