活化能（activation energy）

想想一根火柴。火柴头里储存着大量能量，也'想要'燃烧并放出热。但躺在桌上的火柴不会自己着火——你得先划一下。那一下划擦给了火柴启动所需要的那一点点推力。活化能正是这股推力：分子在反应开始之前必须获得的最小能量，哪怕这个反应整体上是放能的。

从化学上看，在旧的化学键断裂、新的化学键形成之前，反应分子必须以足够的力度、并以正确的朝向相撞，才能达到一个绷紧、不稳定的中间状态，叫做过渡态。达到这个状态要消耗能量——也就是活化能。能垒越高，分子拥有足够能量越过它的机会就越稀少，反应也就越慢。这就是为什么许多'被允许'（会放能）的反应在室温下仍然慢吞吞：能垒太高了。

包括酶在内的催化剂，靠的就是降低这道能垒——它们提供一条通往过渡态的更轻松的路线，于是在任一时刻都有多得多的分子能够越过去。重要的是，活化能与整体释放的能量是两回事：降低能垒让反应更快，但不改变最终放出多少能量。一个常见的混淆是把活化能当成反应'放出'的能量——其实它是反应启动前必须先'投入'的能量。