催化劑的原理

催化劑原理:1、由於催化劑的介入而加速或減緩化學反應速率的現象稱為催化作用。在催化反應中，催化劑與反應物發生化學作用，改變了反應途徑，從而降低了反應的活化能，這是催化劑得以提高反應速率的原因。如化學反應A B→AB，所需活化能為E，加入催化劑C後，反應分兩步進行，所需活化能分別為F，G，其中F，G均小於E。

2、A C→AC-------AC B→AB C，這兩步的活化能都比E值小得多。根據阿倫尼烏斯公式k=Ae-E/RT，由於催化劑參與反應使E值減小，從而使反應速率顯著提高。也有某些反應，催化劑參與反應後，活化能E值改變不大，但指前因子A值明顯增大（或解釋為活化熵增大），也導致反應速率加快。

1.催化劑的原理：催化劑主要是透過降低活化能，使反應易於進行，從而達到催化的效果。

2.因為催化劑並不參與反應，所以可以改變化學反應的速率而本身沒有任何變化。

催化劑是一種改變反應速率但不改變反應總標準吉布斯自由能的物質。催化劑自身的組成、化學性質和質量在反應前後不發生變化；它和反應體系的關係就像鎖與鑰匙的關係一樣，具有高度的選擇性（或專一性）。

一種催化劑並非對所有的化學反應都有催化作用，例如二氧化錳在氯酸鉀受熱分解中起催化作用，加快化學反應速率，但對其他的化學反應就不一定有催化作用。某些化學反應並非只有唯一的催化劑。