催化劑加快反應速率的原因與溫度對反應速率的影響是根本不同的。催化劑可以改變反應的路線，降低反應的活化能，使反應物分子中活化分子的百分數增大，反應速率加快。 催化作用可分為均相催化和非均相催化兩種。如果催化劑和反應物同處於氣態或液態，即為均相催化。若催化劑為固態物質，反應物是氣態或液態時，即稱為非均相催化。 在均相催化中，催化劑跟反應物分子或離子通常結合形成不穩定的中間物即活化絡合物。這一過程的活化能通常比較低，因此反應速率快，然後中間物又跟另一反應物迅速作用(活化能也較低)生成最終產物，並再生出催化劑。該過程可表示為： A＋B=AB(慢) A＋C=AC(快) AC＋B=AB＋C(快) 式中A、B為反應物，AB為產物，C為催化劑。 由於反應的途徑發生了改變，將一步進行的反應分為兩步進行，兩步反應的活化能之和也遠比一步反應的低。該理論被稱為“中間產物理論”。 在非均相催化過程中，催化劑是固體物質，固體催化劑的表面存在一些能吸附反應物分子的特別活躍中心，稱為活化中心。反應物在催化劑表面的活性中心形成不穩定的中間化合物，從而降低了原反應的活化能，使反應能迅速進行。催化劑表面積越大，其催化活性越高。因此催化劑通常被做成細顆粒狀或將其附載在多孔載體上。許多工業生產中都使用了這種非均相催化劑，如石油裂化，合成氨等，使用大量的金屬氧化物固體催化劑。該理論稱為“活化中心理論”。 催化劑可以同樣程度地加快正、逆反應的速率，不能使化學平衡移動，不能改變反應物的轉化率。 請注意加快逆反應也就是減慢反應速率，這種催化劑也叫負催化劑！
催化劑加快反應速率的原因與溫度對反應速率的影響是根本不同的。催化劑可以改變反應的路線，降低反應的活化能，使反應物分子中活化分子的百分數增大，反應速率加快。 催化作用可分為均相催化和非均相催化兩種。如果催化劑和反應物同處於氣態或液態，即為均相催化。若催化劑為固態物質，反應物是氣態或液態時，即稱為非均相催化。 在均相催化中，催化劑跟反應物分子或離子通常結合形成不穩定的中間物即活化絡合物。這一過程的活化能通常比較低，因此反應速率快，然後中間物又跟另一反應物迅速作用(活化能也較低)生成最終產物，並再生出催化劑。該過程可表示為： A＋B=AB(慢) A＋C=AC(快) AC＋B=AB＋C(快) 式中A、B為反應物，AB為產物，C為催化劑。 由於反應的途徑發生了改變，將一步進行的反應分為兩步進行，兩步反應的活化能之和也遠比一步反應的低。該理論被稱為“中間產物理論”。 在非均相催化過程中，催化劑是固體物質，固體催化劑的表面存在一些能吸附反應物分子的特別活躍中心，稱為活化中心。反應物在催化劑表面的活性中心形成不穩定的中間化合物，從而降低了原反應的活化能，使反應能迅速進行。催化劑表面積越大，其催化活性越高。因此催化劑通常被做成細顆粒狀或將其附載在多孔載體上。許多工業生產中都使用了這種非均相催化劑，如石油裂化，合成氨等，使用大量的金屬氧化物固體催化劑。該理論稱為“活化中心理論”。 催化劑可以同樣程度地加快正、逆反應的速率，不能使化學平衡移動，不能改變反應物的轉化率。 請注意加快逆反應也就是減慢反應速率，這種催化劑也叫負催化劑！