活化能 　　activationenergy 　　非活化分子转变为活化分子所需吸收的能量.温度对反应速率有显著影响.在多数情况下,其定量规律可由阿伦尼乌斯公式来描述： 　　κ＝Ae-E/RT（1）式中κ为反应的速率系（常）数；E和A分别称为活化能和指前因子,是化学动力学中极重要的两个参数；R为摩尔气体常数；T为热力学温度.对于更为复杂的描述κ与T的关系式中,活化能E定义为： 　　E＝RT2（dlnκ／dT）（2） 　　在基元反应中,并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应.S.A.阿伦尼乌斯认为,只有“活化分子”之间的碰撞才能发生反应,而活化分子的平均能量与反应物分子平均能量的差值即为活化能.近代反应速率理论进一步指出,两个分子发生反应时必须经过一个过渡态——活化络合物,过渡态具有比反应物分子和产物分子都要高的势能,互撞的反应物分子必须具有较高的能量足以克服反应势能垒,才能形成过渡态而发生反应,此即活化能的本质. 　　式（1）可写成： 　　lnκ＝lnA－E／RT（3）根据式（3）,由实验测出不同温度下的κ值,并将lnκ对1／T作图,即可由所得直线的斜率求出E值.也可将由实验归纳出的κ与T的经验关系式直接代入式（2）求得E值. 　　阿仑尼乌斯（S．A．Arrhenius）发现化学反应的速度常数k和绝对温度T之间有d（lnk）/dt=E/RT2的关系.这里的E就是活化能.假若把上式积分得到lnk=lnA-（E/RT）,从这个公式可知,在各种温度下求得k值,把lnk对1／T作图（这图称为阿仑尼乌斯图）就得到直线,由于直线的斜率是-E/R,因而可求得E值.活化能的物理意义一般认为是这样：从原反应体系到产物的中间阶段存在一个过渡状态,这个过渡状态和原系统的能量差就是活化能E,而且热能RT如不大于E,反应就不能进行.也就是原系统和生成物系统之间存在着能垒,其高度相当于活化能.其后埃林（H．Eyring）从过渡状态（也叫做活性络合物）和原系统之间存在着近似的平衡出发,对速度常数k导出了如下的关系：k=k（KT/h）exp（－ΔG*/RT）=k（KT/h）exp（ΔS*/R）exp（-ΔH*/RT）k为通透系数,K是波尔兹曼常数,h是普朗克常数,ΔG*、ΔS*、ΔH*分别为活化自由能、活化熵和活化焓.而且活化自由能与活化焓大致相等.酶促反应主要就是由于降低了活化自由能. 　　对于基元反应,Ea可赋予较明确的物理意义,即表示活化分子的平均能量与所有分子平均能量的差值. 　　对于复杂反应,如果得到有明确级数的总反应速率方程,总速率常数（又叫表观速率常数）是各基元步骤的速率常数因次之积,例如：,则总反应的活化能是各基元反应活化能的代数和,即： 　　Ea=E1+1/2E2+E-1 　　这时Ea称为总包反应的表观活化能（apparentactivationenergy）