催化剂的催化原理怎么理解，催化剂的概念及特点

催化及其特点

1. 催化作用

催化剂在化学反应中的作用称为催化作用。工业上，根据催化剂和反应体系的条件，催化分为均相和非均相两类。

当催化剂和反应物处于由溶液或气体混合物组成的均相体系时，所产生的催化作用称为均相催化。当催化剂和反应物处于不同相时（通常催化剂为固体，反应物为液体或气体），所产生的催化效果称为多相催化（或称多相催化）。净化气态污染物的催化转化和催化燃烧方法属于多相催化。

2.催化剂特点

催化有两个特点。

首先，催化剂只能加速化学反应并缩短达到平衡所需的时间，但它们不能改变平衡或引起热力学上不可能的反应。显然，催化也受化学热力学支配，并且不能改变由化学热力学确定的化学反应的方向或限制。催化剂改变化学反应的方向和终点这一事实并不矛盾，但只能通过催化剂加热热力学上可行的特定化学反应。

其次，催化剂具有特殊的选择性。催化剂在不同的化学反应中表现出截然不同的活性，相同的反应物通过选择不同的催化剂可以产生不同的产物。

催化剂的这两个基本性质是催化反应理论研究的中心问题。

催化原理

催化化学早已被化学先驱所认识。门捷列夫指出，相互作用的中间形式存在于所谓的接触和催化现象中。博列斯科夫在实验研究中发现，具有一定化学成分的催化剂无论如何制备，都具有大致相同的比活性。这两个结论表明，催化剂参与化学反应，其对化学反应的催化作用主要由其化学成分决定。

当反应A+BC发生时，如果催化剂不参与反应，且存在催化剂图像，则反应所需的活化能为Eo。

当K参与反应时，反应路径发生变化，反应分为几个步骤，但活化能分别为E1和E2，如上所述，反应被认为分两步进行。

第一步A+KAK（中间产物）活化能E1

第二级AK+BC+K活化能E2

众所周知，化学反应是由于反应物分子之间的碰撞而发生的。事实上，并不是所有的碰撞都会引起化学反应，只有当分子有足够的能量时，碰撞才会引起化学反应。能够引起这种化学反应的碰撞称为有效碰撞。经历有效碰撞的分子称为活化分子。活化分子应具有的最小能量与平均分子能量之差称为活化能。当然，活化能越低，反应进行得越快。化学动力学研究表明，随着活化能的降低，反应速率呈指数增长。实验还表明，催化剂通过降低活化能来加速化学反应速率。如前所述，催化剂允许化学反应沿着新的途径进行。新的反应过程往往由一系列基元反应组成，每个基元反应的活化能明显小于原反应的活化能，大大加快了化学反应的速率。