在化学反应中，活化能是指分子从初始状态转变为过渡态所需的最小能量。一般来说，活化能的大小直接影响了反应发生的难易程度。然而，通常情况下，活化能越大，意味着分子需要克服更高的能量障碍，从而导致反应速率变慢，而不是更快。
反应速率主要受到以下几个因素的影响：温度、催化剂的存在与否以及反应物浓度等。根据阿伦尼乌斯方程 \(k = A \cdot e^{-E_a/RT}\)，其中 \(k\) 表示反应速率常数，\(E_a\) 是活化能，\(R\) 是气体常数，\(T\) 是绝对温度，可以看出，当活化能 \(E_a\) 增大时，在相同条件下，反应速率会减小。
但是，值得注意的是，如果引入了适当的催化剂，则可以显著降低反应所需的活化能，从而大大加快反应速度。催化剂通过提供新的反应路径来减少达到过渡态所需的能量，使得原本难以发生的反应变得容易实现。
因此，单纯地认为活化能越大反应速率就越快是不准确的。实际上，活化能的大小与反应速率之间存在着复杂的相互关系，并且还受到其他外部条件如温度、压力等因素的影响。只有综合考虑这些变量才能全面理解化学反应速率的变化规律。
