活化能是指分子從常態轉變為容易發生化學反應的活躍狀態所需要的能量。(阿倫尼烏斯公式中的活化能區別於由動力學推匯出來的活化能，又稱阿倫尼烏斯活化能或經驗活化能)。

活化能是指化學反應中，由反應物分子到達活化分子所需的最小能量。以酶和底物為例，二者自由狀態下的勢能與二者相結合形成的活化分子的勢能之差就是反應所需的活化能，因此不是說活化能存在於細胞中，而是細胞中的某些能量為反應提供了所需的活化能。

化學反應速率與其活化能的大小密切相關，活化能越低，反應速率越快，因此降低活化能會有效地促進反應的進行。酶透過降低活化能(實際上是透過改變反應途徑的方式降低活化能)來促進一些原本很慢的生化反應得以快速進行(或使一些原本很快的生化反應較慢進行)。影響反應速率的因素分外因與內因:內因主要是參加反應物質的性質;在同一反應中，影響因素是外因，即外界條件，主要有濃度、壓強、溫度、催化劑等。

活化能是一個化學名詞，又被稱為閾能。這一名詞是由阿倫尼烏斯(Arrhenius)在1889年引入，用來定義一個化學反應的發生所需要克服的能量障礙。活化能可以用於表示一個化學反應發生所需要的最小能量。反應的活化能通常表示為Ea，單位是千焦耳每摩爾(kJ/mol)。

對一級反應來說，活化能表示勢壘(有時稱為能壘)的高度。活化能的大小可以反映化學反應發生的難易程度。