活化能
活化能 (Activation Energy)
國立臺灣大學化學系學士生丁柏傑/國立臺灣大學化學系陳藹然博士責任編輯
活化能(Activation Energy)，讓化學反應發生所需的最低能量。活化能的大小等於反應活化障壁(Activation barrier)的高度，為一實驗參數，用來描述反應速率和溫度的關係。
氫氣在空氣中點火，會立即劇烈燃燒；但是鐵椅子生鏽，卻不是一天兩天就能發生的事情。由此可以了解，不同的化學反應具有不同的反應速率，而化學家便以速率定律式(Rate law)來描述化學反應速率的大小。以速率定律式的形式為：
rate=k [A]m[B]n
其中，[A] 和 [B] 為反應物的濃度，而上頭的指數項m與n，則描述了速率隨濃度的變化程度，須藉由實驗來量測。速率定律式中的k值，稱為反應速率常數(rate constant)，k值越大代表反應速率越快。影響速率常數k值的因素有很多，如：反應系統的溫度、反應物之間碰撞的頻率，以及本文所要介紹的活化能等 等。
活化能這個名詞，最早是在1889年，由瑞典化學家阿瑞尼士(Svante Arrhenius)所提出。一個化學反應要發生，首要條件就是分子之間的碰撞；然而，並非所有的碰撞皆能促使反應進行。唯有擁有足夠能量的反應物分子進 行碰撞，使得分子內原子與原子的鍵結斷裂、重新組合後，化學反應才會發生。故讓反應進行所需的最低能量稱為活化能。
活化能，可以被想像成反應物與產物分別處於自己的最低能量狀態時，彼此間進行互相轉換的能量障礙(Energy barrier)；如果無法越過這個障礙，反應便無法發生。（圖一）而反應的速率，也取決於能越過這個能量障礙的分子數目；這樣的分子數越多，反應速率也 就越快。
圖一、反應 A + B →C+D 的Ea示意圖。