Pārejas stāvokļa teorija, ko sauc arī par aktivizētās kompleksa teoriju vai absolūto reakcijas ātrumu teoriju, ķīmisko reakciju un citu procesu apstrāde, kas tos uzskata par notiekošiem, nepārtraukti mainot sastāvdaļu atomu un molekulu relatīvās pozīcijas un potenciālās enerģijas. Reakcijas ceļā starp atomu vai molekulu sākotnējo un galīgo izvietojumu pastāv starpposma konfigurācija, kurā potenciālajai enerģijai ir maksimālā vērtība. Konfigurācija, kas atbilst šim maksimālajam, ir pazīstama kā aktivizētais komplekss, un tā stāvoklis tiek saukts par pārejas stāvokli. Atšķirība starp pārejas enerģijām un sākotnējiem stāvokļiem ir cieši saistīta ar reakcijas eksperimentālās aktivizācijas enerģiju; tā ir minimālā enerģija, kas reaģējošai vai plūstošai sistēmai jāiegūst, lai notiktu transformācija. Pārejas stāvokļa teorijā tiek uzskatīts, ka aktivizētais komplekss ir izveidojies līdzsvara stāvoklī ar atomiem vai molekulām sākotnējā stāvoklī, un tāpēc var noteikt tā statistiskās un termodinamiskās īpašības. Galīgā stāvokļa sasniegšanas ātrumu nosaka izveidoto aktivizēto kompleksu skaits un frekvence, ar kādu tie pāriet galīgajā stāvoklī. Šos daudzumus var aprēķināt vienkāršām sistēmām, izmantojot statistiski mehāniskos principus. Tādā veidā ķīmiskā vai fizikālā procesa ātruma konstanti var izteikt ar atomu un molekulu izmēriem, atomu masām un starpatomu vai starpmolekulāriem spēkiem. Pārejas stāvokļa teoriju var formulēt arī termodinamiskā izteiksmē. (Skatīt ķīmisko kinētiku.)
ķīmiskā kinētika: pārejas stāvokļa teorija
Ideja par potenciālās enerģijas virsmu radās no holandiešu fiziķa ķīmiķa Jēkaba Henricusa van 't Hoffa un zviedru fiziķa idejām
