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活化能是化学反应中的一个重要概念。它表示反应物分子在发生化学反应时必须克服的最小能量障碍。就像爬山一样，反应物需要先爬到山顶，也就是过渡态，然后才能到达生成物的能量状态。活化能的大小直接影响反应速率，活化能越高，反应越难进行。
活化能的大小受多种因素影响。催化剂是最重要的因素之一，它能够提供新的反应路径，显著降低反应的活化能，从而加快反应速率。如图所示，红色曲线代表有催化剂时的反应路径，其活化能明显低于蓝色曲线所示的无催化剂情况。温度也是重要因素，温度升高能使更多分子获得足够能量越过活化能障碍。
阿伦尼乌斯方程是化学动力学中的重要方程，它定量描述了反应速率常数与温度和活化能的关系。方程为k等于A乘以e的负Ea除以RT次方。其中k是反应速率常数，A是指前因子，Ea是活化能，R是气体常数，T是绝对温度。将方程取对数后得到线性关系，以1/T为横坐标，lnk为纵坐标作图，直线的斜率为负Ea/R，由此可以求出活化能。
麦克斯韦-玻尔兹曼分布描述了在一定温度下分子能量的分布规律。图中蓝色曲线代表低温时的分布，红色曲线代表高温时的分布。绿色虚线表示活化能的位置。只有能量大于活化能的分子才能参与反应，这部分分子对应曲线右侧的阴影区域。当温度升高时，分布曲线向右移动，高能分子的比例增加，因此反应速率加快。这解释了为什么升高温度能够加速化学反应。