催化剂的催化作用及其特征（催化原理）

催化作用及其特征

1.催化作用

催化剂在化学反应过程中所起的作用称为催化作用。工业上根据催化剂和反应物体系的状态将催化作用分为均相和多相两类。

当催化剂和反应物同处于一个由溶液或气体混合物组成的均相体系中时，其催化作用称为均相催化作用。而当催化剂与反应物处于不同的相时（通常催化剂呈固体，反应物为液体或气体），其催化作用称为多相催化（或非均相催化）作用。催化转化法及催化燃烧法净化气态污染物，就属于多相催化作用。

2.催化作用的特征

催化作用有两个显著的特征：

其一，催化剂只能加速化学反应的速度，缩短到达平衡的时间，而不能使平衡移动，也不能使热力学上不可能发生的反应发生。显然，催化作用同样受化学热力学的支配，不能改变化学热力学所决定的化学反应的方向和限度。催化剂改变化学反应方向和终点，与此没有丝毫冲突，它是由催化剂单独加热一个热力学上可行的、特定的化学反应而引起的。

其二，催化作用有特殊的选择性。一种催化剂在不同的化学反应中表现出明显不同的活性；而对相同的反应物，选择不同的催化剂就可得到不同的产物。

催化作用的这两个基本特征是催化反应理论研究的中心问题。

催化作用原理

催化作用的化学本质早就为化学界的先驱所认识。门捷列夫指出：在所谓接触或催化现象中，能够找到互相作用的中间形式。鲍列斯科夫在实验研究中发现：一定化学组成的催化剂，它们的比活性大致一样，而与各自的制备方法无关。这两个结论说明，催化剂是参与化学反应的，它对化学反应的催化作用首先是为本身的化学组成所决定。

当发生A+B→C的反应，若无催化剂参与反应，反应所需的活化能为Eo,若有催化剂象。

K参与反应，则改变了反应的途径，使反应分成几个阶段，其中这样两步的活化能分别为E1和E2.如上所述，可设想反应按两步进行：

第一步 A+K→AK(中间产物） 活化能E1

第二步 AK+B→C+K 活化能E2

众所周知，化学反应是通过反应物分子之间的碰撞而实现的。而实际上并不是每次碰撞都能导致化学反应，只有当分子具有足够的能量时，碰撞才能引起化学反应。这种能引起化学反应的碰撞称为有效碰撞。进行有效碰撞的分子称为活化分子。而活化分子应具有的最低能量与平均分子能量之差就称为活化能。显然活化能越小，反应越容易进行。化学反应动力学研究表明，反应速度是随活化能的下降而呈指数规律上升的。实验也证明，催化剂加速化学反应速度，正是通过降低活化能而实现的。如前所述，催化剂使化学反应沿新途径进行。新的反应历程往往由一系列基元反应组成，而每个基元反应的活化能都明显小于原反应的活化能，从而大大加速了化学反应速度。