催化劑原理是什么？ 催化劑的定義 能顯著改變反應速率而本身的化學性質(zhì)和數(shù)量在反應前后基本不變的物質(zhì)。催化劑有正催化劑（即加快反應速率）和負催化劑（即減小反應速率），一般不特殊指出均指正催化劑。 催化原理 化學反應能否進行要根據(jù)自由能的變化，但僅僅根據(jù)自由能的變化還不能判斷反應能否完成，因為化學反應的完成還取決于反應的能壘，即如果反應能壘很高，則必須為其提供一定的能量，越過能壘，完成反應。該能壘被稱為活化能。而催化劑的作用就是降低該活化能，使之在相對不苛刻的環(huán)境下發(fā)生化學反應。 催化劑改變反應速率，是由于改變了反應途徑，降低了反應的活化能。 催化作用的原理： 1、由于催化劑的介入而加速或減緩化學反應速率的現(xiàn)象稱為催化作用。在催化反應中，催化劑與反應物發(fā)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后，反應分兩步進行，所需活化能分別為F，G，其中F，G均小于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(jù)阿倫尼烏斯公式k=Ae-E/RT，由于催化劑參與反應使E值減小，從而使反應速率顯著提高。也有某些反應，催化劑參與反應后，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。88eiM0