化学反应，活化能，能阈

化学反应涉及两方面的基本问题：
❶是化学平衡，主要是能量问题，即是热力学范畴的问题。
❷时间因素和反应历程即反应的具体步骤，也就是涉及反应速度，主要属于动力学范畴。
碰撞理论认为化学反应进行的必要条件是反应物分子之间的互相碰撞，但实际情况是大多数碰撞并不能发生反应，只有少数碰撞能够发生反应，一般分子具有一定数量的能Ea（平均能），只有两个相碰撞的分子其平均能量等于或超过一定的高能量(E0>临界能)时，才能发生反应（有效碰撞），通常将E0和Ea的差值△E=E0-Ea叫作反应的活化能。反应系统中对进行反应的分子而言所需的活化能称为它进行反应的能阈，指若能完全依照该反应历程进行得到产物必须克服此种能障碍。
所含能量达到活化能的分子可以称为活化分子。活化能低的化学反应，容易满足能量要求，易于进行。反之难于进行。
过渡状态理论认为化学反应不是只通过分子之间的简单碰撞就完成的，而是要经过一个中间的过渡状态，即反应物分子在互相接近的过程中，先被活化而形成活化络合物。因此过渡状态理论也称为活化络合物理论。例如： A+B-C⇌[A…B…C]→A-B+C
其中A、B、C各代表一个原子，当原子A接近B-C分子时，促使B和C间的键逐渐断开，同时又促使A和B之间的键逐渐形成，而在这个过程未完成之前存在着一个过渡状态，此时前一键既未完全断开，后一个键又未完全形成，形成了类似络合物的构型[A…B…C]，称为活化络合物。这种络合物极不稳定，既可变回原来的反应物，又能分解成产物。活化络合物分子所含能量与分子平均能量之差就是上面所说的活化能。