假設圖中的i代表反應物，j代表產物。雖然能量上i&>j，反應會朝著i→j的方向進行。但i→j的轉變過程中，能量並不是單調遞減的，而是先增加再降低。需要增加的這部分能量 就是反應的活化能。

如果反應物的能量不夠（如溫度不夠高），這個能壘就很難越過去，反應就很難發生。

即使反應物有足夠的能量來越過能壘，也不代表反應物i會100%轉變成產物j。因為j→i這個逆反應也是有可能發生的。由於 ,正反應的速率一開始會大於逆反應，但隨著反應進行，反應物減少，正反應的總速率逐漸降低，而產物增加又會增大逆反應的速率，因此最終會達到一個平衡態。

對於你問的問題，科學界至今都沒有明確的答案。

目前比較流行的是分子碰撞理論。活化能即分子達到能夠發生反應的動能，動能足夠後，還要發生有效碰撞才能發生反應。

的確一切反應都需要活化能，但也有許多反應的活化能在常溫就足夠了。

逐個回答你的問題吧~

1、是的，所有的反應都有活化能。補充一下：活化能一般為正，但也可以為0或者負數。

2、反應物分子只有達到「活躍狀態」（也就是具有一定的能量），才能發生有效碰撞發生化學反應。注意這裡我分析的是達到了能量門檻的單個反應物分子。那麼對於一大群分子來說，是不是只要每個分子都具有一定的能量就可以反應完呢？是的，然而這個前提條件是無法滿足的。

對於一大群分子來說，具有某個能量的分子數目遵循Maxwell-Boltzmann分布，也就是說即便你賦予體系很高的能量，使得這一大群分子的平均能量遠遠高於「活躍狀態」所需能量，還是有一些分子具有的能量在「活躍狀態」之下。同樣地，假如一個體系能量很低，也還是有一些分子具有的能量在「活躍狀態」所需能量之上。

一個反應是否會「反應完」，要同時去研究這個反應的正反應和逆反應。試想，如果一個反應的反應物能量比產物能量還要低，那麼你會發現，這個反應的逆反應活化能要比正反應的活化能還要小——也就是說逆反應更容易進行。因此，一個反應的活化能只是我們在人為規定了其中一個反應為正反應後，體系中分子平均能量和達到活躍狀態所需能量之間距離的標度，而它的大小並不會影響這個反應進行的程度——因為這個程度是正反應和逆反應同時進行的結果。

活化能的大小，只能決定你所研究的這個反應的速率。因為根據Arrhenius方程，這個速率和exp(-Ea/RT)成正比（Ea是活化能，可以看出Ea越小速率越大）。而你如果想要知道這個反應進行的程度，你還需要知道它的逆反應速率，而這個速率和exp(-Ea/RT)成正比（Ea是逆反應活化能）。這兩個速率一除就是這個反應的平衡常數。

（手機碼的字，如果有需求的話在評論區說一下我可以補充）

一桶汽油放在那裡，什麼都不做是不會主動燃燒起來的，必須往裡面扔一根火柴，才能燃燒起來。火柴提供了什麼呢？它提供的就是活化能。

在絕大部分的反應中，反應物需要外界注入一點能量才可以反應。這個能量就叫做活化能，把分子注入能量以後，就叫做化學反應活躍狀態。

不是所有反應都需要活化能哦～舉個例子，比如水溶液中的沉澱反應、酸鹼反應，還有自由基跟別的分子反應，這些東西已經在別的過程（比如溶解過程和行成自由基的過程）中注入了能量，所以就不需要再注入活化能了。

這是一個非常非常簡化的描述，樓上兩位大佬解釋得非常專業

從反應物到生成物，存在化學鍵的斷裂與生成。短鍵需要吸收能量，新鍵的生成會釋放能力。活化能是某個具體化學反應能夠發生所需要的最低能量。就像考試有及格線一樣，化學反應發生需要最低能量。活化能，活化分子的概念，在選修四課本的前沿部分有介紹。

反應進行的難易程度的度量