主要内容
活化能
活化能，过渡状态和反应速率。
介绍
想象你的一天里安排了许多有趣的事情，而你现在正在起床。尽管你非常激动，想要立刻去参与这些事情，但是你还是需要费劲地先从床上爬起来。一旦你起床了，你就开始沉浸在这天安排好的所有有趣的计划当中。在享受之前，你总是要先花费一点力气。
化学反应中的活化能就像是你在享受之前要花费的那一部分力气。即便是那些能释放能量的化学反应（放能反应）也需要先有一小部分能量输入才能引发后面一系列的化学反应并释放能量。 在反应起始时输入的这一部分能量被称作活化能，并由start text, E, end text, start subscript, start text, A, end text, end subscript表示。当然，这一小部分输入的活化能在后续的反应中会被释放回周围环境中。
活化能
为什么即使一个∆G 为负的放能反应也需要先吸收能量才能反应呢？我们需要先了解化学反应中究竟发生了什么来理解这个问题。为了产生化学反应，一些反应物中的化学键必须要被破坏，并形成新的化学键。要使化学键被破坏，反应物中的分子必须先被扭曲或形变，使之在一个不稳定的状态。这种状态被称为过渡状态。这个过渡状态含有很高的能量，并且总是需要先输入额外的能量——活化能。因为在过渡状态中，分子的结构不稳定，所以反应物会很快地进入化学反应的后续阶段。
一般来说，化学反应在过渡状态时的总能量会高于反应物与产物。也就是说，无论是在放能还是吸能的化学反应中，start text, E, end text, start subscript, start text, A, end text, end subscript总是一个正值。图中展示的活化能图像是放能的正反应（反应物 right arrow 生成物）。如果反应逆向进行（吸能反应），过渡状态仍保持不变，但活化能会更大。这是因为产物比反应物拥有的能量更低，所以它们需要吸收更多的能量才能达到过渡状态，也就是图中的“山顶”。（在逆反应中所需要的活化能用从产物指向过渡状态的箭头表示）。
活化能的来源通常是热能，也就是说反应物从其周围环境中吸收热量。这些热量加速了分子的运动，从而增加了分子碰撞的频率和力度，同时挤压原子和分子中的键，让键更容易断裂。当反应物吸收了足够的能量并达到了过渡状态，就可以进行接下来一系列的化学反应。
活化能和反应速率
化学反应所需的活化能与反应速率密切相关。具体而言，活化能越高，化学反应越慢。这是因为分子只能在越过活化能这个障碍时才能完成反应。障碍物越高，能够达到化学反应条件的分子就越少。
许多化学反应都有非常高的活化能，如果没有额外能量的输入，它们基本上根本不会进行。例如，像丙烷这样的燃料燃烧会释放能量，但在室温下，反应速度为零。（但更进一步讲，这是件好事——如果丙烷罐能够自发地在架子上燃烧，那将会是个灾难！） 一旦火花给这些丙烷分子提供了足够的能量，使一些分子超过活化能障碍，这些分子就会完成反应，释放能量。释放的能量也可以帮助其他燃料分子克服能量障碍，导致连锁反应的发生。
大多数发生在细胞中的化学反应就像碳氢化合物燃烧的例子：活化能太高，反应无法在室内温度下有效地进行。起初，这看上去是一个难题。毕竟你不能在不造成伤害的情况下在细胞内点起火花。但是，需要的活化能是可以被降低的，从而可以提高反应速度。通过减少活化能来加速反应的过程被称为催化，而为降低活化能而添加的物质被称为催化剂。生物催化剂被称为酶，我们将在下一节中详细研究它们。