在化學中，過渡態理論 (TST) 解釋了基本化學反應的反應速率。 該理論假設反應物和活化的過渡態復合物之間存在一種特殊類型的化學平衡（準平衡）。

TST 主要用于定性地了解化學反應是如何發生的。 TST 在計算xxx反應速率常數的最初目標上不太成功，因為xxx反應速率的計算需要精確了解勢能面，但它在計算標準活化焓（ΔH?，也寫作 Δ? H?），標準活化熵（ΔS?或Δ?S?），以及特定反應的標準吉布斯活化能（ΔG?或Δ?G?），如果其速率常數已通過實驗確定。 （?符號指的是過渡態的興趣值；ΔH?是過渡態的焓與反應物的焓之間的差異。）

1935 年，當時在普林斯頓大學的 Henry Eyring 和曼徹斯特大學的 Meredith Gwynne Evans 和 Michael Polanyi 同時發展了這一理論。 TST 也稱為活化絡合物理論、xxx速率理論和xxx反應速率理論。

在 TST 開發之前，Arrhenius 速率定律被廣泛用于確定反應勢壘的能量。 Arrhenius 方程源自經驗觀察，忽略了任何機械方面的考慮，例如一種或多種反應性中間體是否參與反應物向產物的轉化。 因此，有必要進一步開發以了解與該定律相關的兩個參數，即指前因子 (A) 和活化能 (Ea)。 導致艾林方程的 TST 成功地解決了這兩個問題； 然而，從 1889 年阿倫尼烏斯速率定律的發表到 1935 年從 TST 導出的艾林方程之間，相隔了 46 年。在此期間，許多科學家和研究人員對該理論的發展做出了重大貢獻。

過渡態理論的基本思想如下：

• 可以通過檢查勢能面鞍點附近的活化復合物來研究反應速率。 這些復合物如何形成的細節并不重要。 鞍點本身稱為過渡態。
• 活化的復合物與反應物分子處于特殊平衡（準平衡）。
• 活化的復合物可以轉化為產物，動力學理論可以用來計算這種轉化的速率。

在 TST 的開發中，采用了三種方法，總結如下

1884 年，Jacobus van 't Hoff 提出了 Van 't Hoff 方程來描述可逆反應的平衡常數對溫度的依賴性

其中 ΔU 是內能的變化，K 是反應的平衡常數，R 是通用氣體常數，T 是熱力學溫度。 1889年，Svante Arrhenius基于實驗工作提出了反應速率常數的類似表達式

其中 k 是速率常數。 A被稱為頻率因子（現在稱為指前系數），Ea被認為是活化能。 到 20 世紀初，許多人已經接受了 Arrhenius 方程，但 A 和 Ea 的物理解釋仍然含糊不清。 這導致許多化學動力學研究人員提出了關于化學反應如何發生的不同理論，試圖將 A 和 Ea 與直接負責化學反應的分子動力學聯系起來。

1910年，法國化學家René Marcelin提出了標準吉布斯活化能的概念。

大約在 Marcelin 研究他的公式的同時，荷蘭化學家 Philip Abraham Kohnstamm、Frans Eppo Cornelis Scheffer 和 Wiedold Frans Brandsma 引入了標準活化熵和標準活化焓。