化學反應的催化劑定義及其工作原理

　　催化劑是通過改變反應進行所需的活化能來影響化學反應速率的化學物質，該過程稱為催化。催化劑不會被反應消耗，并且它可以一次參與多個反應。催化反應和未催化反應之間的區別是活化能不同。對反應物或產物的能量沒有影響。反應的ΔH是相同的。

　　

　　催化劑允許反應物成為產物的替代機制，具有較低的活化能和不同的過渡態。催化劑可以使反應在較低溫度下進行或提高反應速率或選擇性。催化劑通常與反應物反應形成中間體，最終產生相同的反應產物并再生催化劑。注意，催化劑可以在一個中間步驟中被消耗，但是在反應完成之前將再次產生催化劑。

　　
 

　　1、正負催化劑（抑制劑）

　　

　　通常當有人提到催化劑時，它們意指催化劑，催化劑是通過降低其活化能來加速化學反應速率的催化劑。還存在負催化劑或抑制劑，其減緩化學反應的速率或使其不太可能發生。

　　

　　2、促進劑和催化毒物

　　

　　促進劑是提高催化劑活性的物質。催化毒物是使催化劑失活的物質。

　　

　　3、行動中的催化劑

　　

　　酶是反應特異性生物催化劑。它們與基質反應形成不穩定的中間體化合物。該酶可使反應更快地達到平衡。在這種反應的情況下，酶使二氧化碳可以從血液中擴散出來并進入肺部，從而可以呼出氣體。

　　

　　高錳酸鉀是將過氧化氫分解成氧氣和水的催化劑。加入高錳酸鉀會增加反應溫度和速率。幾種過渡金屬可以作為催化劑。汽車催化轉化器中鉑的一個很好的例子。催化劑可以將有毒的一氧化碳轉化為毒性較小的二氧化碳。這是多相催化的一個例子。

　　

　　在加入催化劑之前不以可觀的速率進行的反應的典型實例是氫氣和氧氣之間的反應。如果將兩種氣體混合在一起，就不會發生任何事情。但是，如果你從點燃的火柴或火花中加熱，一旦反應開始，從反應中釋放的熱量克服了允許其進行所需的活化能。