活化能

即使是一個總體上釋放能量的反應，也常常拒絕自己啟動。一堆紙放在氧氣旁並不會自燃；你需要一根火柴。原因就是活化能：它是反應分子在能變成產物之前，必須翻越的那座最小的能量駝峰，是攀到山頂過渡態所需付出的能量代價。

定量地說，活化能（常寫作 Ea）是反應物與路徑上最高過渡態之間的能量差。分子總在以各種能量相互碰撞；只有那些恰好擁有足夠能量、並以正確取向碰撞的分子，才能翻過能壘。這就是為什麼加熱能加快反應：更熱的分子運動更快，越過駝峰的分子比例更大。高能壘意味著慢反應；低能壘意味著快反應。關鍵在於，活化能關乎「有多快」（動力學），與反應總體上有多有利（熱力學，即反應物與產物的能量差）完全是兩碼事。

活化能是掌控反應速率的槓桿，也是催化劑瞄準的目標。催化劑透過提供一條能壘更低的替代路徑來加快反應，使在給定溫度下能越過它的分子更多，而不改變反應物、產物的能量或平衡位置。這就是為什麼少量催化劑、或溫度的適度提高，能極大改變反應進行的快慢，卻絲毫不動它在平衡時的最終產率。