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1、催化原理作业作业2：催化剂是如何降低反应活化能、加快化学反应速度？ 催化剂的催化作用主要是通过改变反应历程，从而达到降低活化能，加快反应速率。例如反应： A+BABAB势能E0AKE-1A+B+KE1AK+BE2AB+KABKE活化能E0，中间体如上图所示，没有催化剂时，A和B反应生成中间体再进一步反应生成产物AB，途径1需要越过一个高的能峰，活化能为E0,；当有催化剂K存在时，反应分两步进行： k1A+KAKk-1AKA+Kk2AK+BAB+K活化能E1活化能E-1活化能E2反应途径改变，只需反应翻越两个小的能峰，其活化能为： E = E1 E-1 + E2 。新途径的活化能就可能比不用催化
2、剂的旧途径的活化能小得多，即：EE0。Arrhenius方程式表示的速率方程式 k=Ae-E/RT 知，温度一定时，指前因子变化不大的情况下，活化能越小，反应速率常数越大，故反应速率越大。所以催化剂就达到了加快反应速率的目的。 对于催化作用降低反应活化能的理论解释目前有两种：碰撞理论及过渡态理论。 碰撞理论的解释： 速率常数可表示为： k=pze-E/RT， 其中， p为碰撞概率因子， z为碰撞频率， E为活化能 为简单起见，考虑一单分子转化反应，其速率控制步骤是反应物在催化剂表面的吸附。在反应条件(温度、压力、浓度等)不变的情况下，碰撞概率因子p基本恒定；上式中的碰撞频率z是单位时间内反应物
3、分子和催化活性中心或有催化活性的物质之间的碰撞数。而后者的浓度将是十分小的，因而所述的碰撞数将比单有反应物分子时它们之间的碰撞数少得多(约1012倍)，但反应物分子之间的碰撞数只和非催化反应有关，而与催化反应无关。因此实际上如果催化反应要与非催化反应竞争的话，那么它的速率常数的指数项必须约大1012倍，这就意味着它的活化能必须小约65kJ/mol。事实上，活化能小65kJ/mol仅能使催化反应的速率和非催化反应的速率相等，还根本显示不出催化作用，若要显示出催化作用，则活化能差必须超过100kJ/mol。 过渡态理论的解释： 速率常数： KT-DG/RTk=eh 其中，K为Boltzmann常数，h为plank常数，G为活化自由能。 Q DG=DH-TDSKT-DG/RTKT-(DH-TDS)/RT k=e=ehhKT-DH/RT+DS/R =ehKTDS/R-DH/RT =ee=Ae-DH/RTh KTDS/RA=e, E=DHh 过渡态是固定在催化剂表面的，结果失去了平动自由度，所以催化反应的活化熵通常小于相应的非催化反应的活化熵。这样活化焓H就必须有相应的减小作补偿或过渡补偿才能显示有效的催化作用。也就是说，催化作用降低了活化能。
