化学动力学（反应速率）
活化能（activation energy）
/ Eₐ /
想象一个球停在山谷里，它和下一个山谷之间隔着一座小山。即使远处那个山谷更低（结果是有利的），球也不会自己滚过去——它得先被推上山顶再翻过去。活化能就是化学反应里这座山的高度：发生反应的分子在变成产物之前必须聚集起来的最低能量。
更准确地说，活化能 Eₐ 是反应物与产物之间的能量壁垒，是相撞的分子要达到那个紧张的中间排布——叫做过渡态——所必须具备的能量。只有能量至少达到这么多的那部分碰撞才能发生反应，这正是为什么 Eₐ 出现在阿伦尼乌斯方程的指数里。壁垒高，成功的碰撞就少，反应就慢；壁垒低，成功的碰撞就多，反应就快。
活化能之所以重要，是因为它解释了一个在热力学上有利的反应为何仍可能迟缓——燃料与空气的混合物极其有利，却安静地不反应，直到一颗火花提供了活化能。它也解释了催化剂：催化剂通过提供一条壁垒更低的新路径来加速反应，而不是改变反应最终有多有利。需要注意的是：Eₐ 是一个有效的、经验性的壁垒，对多步反应而言，它是反映最慢那一步的混合值。
一摞纸在氧气旁放上好几年也不会自燃，尽管燃烧会释放巨大的能量。用火柴一点，火焰的热把少数分子顶过活化能壁垒；这些分子释放的热又足以把邻近的分子也顶过去，火就这样自我维持下去。
火柴提供活化能；之后反应自己供能维持。
活化能关乎多快，而非多彻底。它不告诉你反应是放热还是吸热——那由反应物与产物的能量差决定，是另一个量。
又称
另见