活化能（activation energy）

想想一根火柴。火柴頭裡儲存著大量能量，也'想要'燃燒並放出熱。但躺在桌上的火柴不會自己著火——你得先劃一下。那一下劃擦給了火柴啟動所需要的那一點點推力。活化能正是這股推力：分子在反應開始之前必須獲得的最小能量，哪怕這個反應整體上是放能的。

從化學上看，在舊的化學鍵斷裂、新的化學鍵形成之前，反應分子必須以足夠的力度、並以正確的朝向相撞，才能達到一個繃緊、不穩定的中間狀態，叫做過渡態。達到這個狀態要消耗能量——也就是活化能。能壘越高，分子擁有足夠能量越過它的機會就越稀少，反應也就越慢。這就是為什麼許多'被允許'（會放能）的反應在室溫下仍然慢吞吞：能壘太高了。

包括酵素在內的催化劑，靠的就是降低這道能壘——它們提供一條通往過渡態的更輕鬆的路線，於是在任一時刻都有多得多的分子能夠越過去。重要的是，活化能與整體釋放的能量是兩回事：降低能壘讓反應更快，但不改變最終放出多少能量。一個常見的混淆是把活化能當成反應'放出'的能量——其實它是反應啟動前必須先'投入'的能量。