活化能

即使是一个总体上释放能量的反应，也常常拒绝自己启动。一堆纸放在氧气旁并不会自燃；你需要一根火柴。原因就是活化能：它是反应分子在能变成产物之前，必须翻越的那座最小的能量驼峰，是攀到山顶过渡态所需付出的能量代价。

定量地说，活化能（常写作 Ea）是反应物与路径上最高过渡态之间的能量差。分子总在以各种能量相互碰撞；只有那些恰好拥有足够能量、并以正确取向碰撞的分子，才能翻过能垒。这就是为什么加热能加快反应：更热的分子运动更快，越过驼峰的分子比例更大。高能垒意味着慢反应；低能垒意味着快反应。关键在于，活化能关乎「有多快」（动力学），与反应总体上有多有利（热力学，即反应物与产物的能量差）完全是两码事。

活化能是掌控反应速率的杠杆，也是催化剂瞄准的目标。催化剂通过提供一条能垒更低的替代路径来加快反应，使在给定温度下能越过它的分子更多，而不改变反应物、产物的能量或平衡位置。这就是为什么少量催化剂、或温度的适度提高，能极大改变反应进行的快慢，却丝毫不动它在平衡时的最终产率。