在学习《活化能》时，有学生注意到“反应进程—势能图”与学习《反应热》时的“反应进程—势能图”几乎一模一样：

便提出疑问：正反应的活化能和反应物的总键能等同吗？

这是一个非常好的问题，也是化学动力学中一个常见的困惑点。  

简短的回答是：不，正反应的活化能和反应物的总键能绝对不等同。 它们是两个完全不同的概念，描述了化学反应中不同方面的能量变化。

1、定义不同

活化能是动力学参数。它表示发生反应所需要克服的能量壁垒。

为了使反应发生，反应物分子必须发生碰撞，并且其能量必须达到或超过一个临界值，这个临界值对应的能量就是活化能。

活化能主要用于衡量反应的快慢(速率)。活化能越高，反应越难进行，速率越慢；活化能越低，反应越容易进行，速率越快。

反应物的总键能是热力学参数。它表示将1 mol反应物中的所有化学键完全断裂，使其变成孤立的气态原子所需吸收的总能量，是一个可累加的绝对值。

反应物的总键能衡量了反应物分子内所有化学键的总强度。总键能越大，说明反应物分子本身越稳定。

2、表示的反应机理不同

以氢气与氯气的反应为例：

H₂＋Cl₂＝2HCl

反应物的总键能：断裂 H-H 键需要吸收 436 kJ/mol ；断裂 Cl-Cl 键需要吸收 243 kJ/mol。

总键能＝436＋243＝679 kJ/mol

正反应物的活化能：需通过基元反应分析，该反应通过自由基链式反应机理进行，并不需要一下子断裂所有反应物的化学键。

起始步(链引发)：基元反应① Cl₂ → 2Cl•

只需要断裂一个Cl-Cl键(243 kJ/mol)就能引发链反应。

链传递：

基元反应② Cl• + H₂ → HCl + H•

基元反应③ H• + Cl₂ → HCl + Cl•

这是反应的核心阶段。自由基与反应物分子反应，在消耗反应物的同时生成产物分子和新的自由基，使反应像链条一样一环扣一环地持续下去。

这个阶段不需要外界再提供能量。

从这个例子可以清楚地看到：

总键能(679 kJ/mol)是一个巨大的数值，代表了分子的总稳定性。 

活化能(243 kJ/mol)则小得多，它取决于反应的具体路径(机理)。

催化剂的存在甚至可以进一步降低活化能，但不会改变反应物的总键能。

3、图像区别

反应物的总键能：在“反应进程—势能图”上，它对应的是反应物能谷与所有原子完全分离状态之间的能量差。

对应的“反应进程—势能图”的顶端横线表示的是原子的总势能。

正反应活化能：在“反应进程—势能图”上，活化能是反应物能谷和过渡态(峰值)之间的能量差。

对应的“反应进程—势能图”的顶端(峰值)表示的是过渡态的势能。