繪製反應曲線的通常方法是在反應物和產物之間放置一個障礙，正如問題所示。障礙的最頂端是過渡狀態。由於在反應過程中會改變許多鍵角和距離，因此通常無法很好地定義反應途徑，但是這種途徑的想法對於理解正在發生的事情非常有用。圖片所顯示的以及漂亮的動畫是反應物接近，進行了某種相互作用，然後形成了產物。但是，圖片（或動畫）無法告訴我們這是如何發生的，重要的因素還留給想像力。
首先，反應物必須獲取足夠的能量才能達到勢壘頂部的過渡態。反應物的平均能量通常在圖的左側用單詞“反應物”描繪。這種能量通常遠小於勢壘高度（除了擴散控制的反應，請參見下文），這意味著大多數情況下，反應物彼此碰撞會發生 no 反應。無論反應是吸熱的還是放熱的，都沒有足夠的能量來反應。
現在，由於分子在惰性緩沖氣體的一定合理壓力下處於溶液或氣相狀態，因此反應物和溶劑（或緩沖氣體）之間每秒將發生許多碰撞。至少$ 10 ^ {12} s ^ {-1} $的速率，偶爾，在$ 10 ^ 9 $的碰撞中可能有1次能量足夠大，足以使反應物有足夠的能量到達屏障的頂部。如果反應物處於正確的方向，則可以發生過渡狀態的反應，並且碰撞確實會足夠快地發生，同時會從過渡狀態中除去足夠的能量，因此降低了能量使其無法反應。
儘管溶劑的平均動能為每摩爾3RT / 2美元，並且小< 4kJ / mol，但是存在由Boltzmann分佈給出的能量分佈。擁有能量$ E $的機會與$ exp（-E /（RT））$成正比，因此，如果$ E $是100kJ / mol，這是很小的，這就是為什麼許多反應的速率常數較小的原因，以及為什麼因此，在發生反應之前，需要進行多次碰撞。
一旦處於過渡狀態，由於此處的能量遠高於平均值，因此與溶劑的碰撞將除去一點能量，而不是增加能量，因此產品變得穩定。
（此處給出的描述是粗略的，更詳細的考慮導致Kramers對過渡態理論的修改，這涉及考慮反應溶劑中的溶劑和內部振動對反應坐標的“摩擦”。
在某些反應中，反應的障礙很小，這意味著它僅略高於該溫度下的平均能量。在這種情況下，一旦反應物相互碰撞，就會發生另一反應。現在，反應速率受反應物碰撞的速度限制，這取決於它們的擴散常數，而擴散常數又取決於溶液的粘度。這些是“擴散控制”反應。在相同的溶劑中，它們的速率常數總是比具有更大的勢壘的反應大。
重要的是要認識到關於什麼過渡態的實驗證據確實非常非常粗略。在漂亮的動畫中，我們可以看到鍵的拉伸和斷裂等，但這也許是基於計算，當然是基於化學直覺，以及來自化學實驗的間接證據，但不是時間分辨的光譜證據。無法發現過渡狀態的原因是，過渡狀態最多只能持續約$ 10 ^ {-13} $美元，甚至可能更少，甚至在以飛秒激光脈沖開始的反應中也無法檢測到它們即使是在光誘導的反應中，例如二苯乙烯（diphenylethene）的反式順式光異構化，也可能是因為它們的濃度很小。
在分子束中進行的簡單反應（例如O + H $ _2 $ = H + OH）中，可能會有更多的進展。這些反應是在非常低的氣壓下測量的，原子束與分子束相交，並且對產物進行光譜分析和/或分析其能量和空間分佈。
可以將勢能面繪製為一系列輪廓，就像顯示丘陵和山谷的地圖一樣。儘管表面是經驗性的，但它是通過使用雙原子分子的已知振動勢和Heitler-London價鍵方法計算的。 （該表面在倫敦，艾林，波蘭尼和佐藤之後被稱為LEPS。）
圖1顯示的勢能與OH + H分離（從OH中心獲取）相對於縱坐標，O + H $ _2 $分離作為橫坐標。 （請注意，計算假定碰撞在O + H $ _2 $之間是線性的（僅結束），並且H $ _2 $旋轉不包括在設置初始碰撞參數中）過渡狀態約為（0.12，0.09） ），黃色圓圈。這是在“鞍點”，該曲面的表面沿反應路徑具有凸曲率，而與該路徑垂直的凹曲率。深藍色表示能量最低，黃色/綠色中間表示紅色，最高。
實線表示共能量的一個軌跡O + H $ _2 $之間的線性碰撞，從圖的最右邊開始。虛線輪廓描述了總能量，碰撞（動能）能量加上初始振動能量（H $ _2 $）。右手谷中的振盪顯示了H $ _2 $接近O原子時的振動。在圖1中，儘管有足夠的總能量，但由於分子的初始速度和振動能，其振動使得分子在電勢上的位置不正確，從而越過了過渡態並因此返回谷底。沒有反應發生。
在第二個圖中，儘管總能量相同，但由於振動將反應物放置在表面上的正確位置，所以過渡狀態越過。在垂直谷中可以看到產品OH的振動。因此，重要的是，引起反應的不僅是總能量，而且是取向和振動能。
通過觀察產物和反應中反應物的旋轉能和振動能，可以建立勢能面。通過計算給定能量下的過渡態穿越數，然後對碰撞能和動能求平均值，可以得到與正常化學動力學（非分子束）實驗中測得的（熱）速率常數的聯繫。