哈蒙德假說 (Hammond Postulate)
國立臺灣師範大學碩士生二年級陳培杰
一、簡介
在發生化學反應時，由反應物轉變為產物的途中會經過一個過渡狀態，為反應過程中能量的最大值。所以過渡狀態變成產物、或者沿原途徑變回反應物不需要額外增加任何能量就可以達到，而且轉變過程會釋放出能量。哈蒙德假說(Hammond Postulate)則是利用過渡態與反應物和產物的能量關係來推測出該過渡態的狀態與反應物和產物的狀態何者較相似。
二、哈蒙德假說(Hammond Postulate)
在反應過程中，過渡狀態瞬間消失，沒有任何物理技術可以測得過渡狀態。
而化學反應是分子間發生化學鍵的斷裂或生成。因此科學家推論，過渡狀態應該是反應物的化學鍵發生了部分斷裂並且部分形成新的化學鍵擁有產物的特徵，為同時擁有部分反應物與部分產物的中間狀態。
哈蒙德假說：在化學反應中，過渡狀態最像能量跟他接近的穩定物質。
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。