催化剂作用原理
添加时间:2016-9-19 13:59:29 点击次数:0
催化剂如何降低反应活化能，加快化学反应速度
活化能是指化学反应中，由反应物分子到达活化分子所需的最小能量。以酶和底物为例，二者自由状态下的势能与二者相结合形成的活化分子的势能之差就是反应所需的活化能，因此不是说活化能存在于细胞中，而是细胞中的某些能量为反应提供了所需的活化能。
化学反应速率与其活化能的大小密切相关，活化能越低，反应速率越快，因此降低活化能会有效地促进反应的进行。酶通过降低活化能（实际上是通过改变反应途径的方式降低活化能）来促进一些原本很慢的生化反应得以快速进行。
催化剂是一种改变反应速率但不改变反应总标准吉布斯自由能的物质。催化剂在化学反应中引起的作用叫催化作用。催化剂在工业上也称为触媒。
催化剂加快反应是由于它的参与降低了反应过程的活化能，这里以乙烯加氢反应为例来说明。
乙烯加氢生成乙烷要断裂一个C-C键和一个H-H键，同时形成两个新的C-H键。在无催化剂时，假设此反应为基元反应，其活化能的粗约估值为要断裂键能总和的28%~30%，即大约46kcal/mol (1cal = 4.1840J,下同)。
电子从氢转移到乙烯或从乙烯转移到轻都是对称禁阻的，即通过四中心过渡态的协同反应是对称性不允许的。
但是在均相催化反应中，例如Wikimson催化剂RhCl(PPh3)3存在下，可通过δ-π配合，削弱一直断裂H-H键，形成两个配合在铑上的带部分负电荷的氢基。这类M-H键的键能大约只有H-H键能的一半。同时乙烯分子再通过δ-π配合，以侧基形式配位与铑上，使乙烯分子活化，这样就使得H-H键的断裂和C-H键的形成变得容易进行了。由此可见，催化剂的作用是对化学反应中的化学键断裂和新的化学键形成的促进作用，它降低了反应过程的活化能，并使对称禁阻的反应转化为对称允许的反应。
归纳起来，催化剂之所以能促使反应加速是因为：①通过与反应物的相互作用，使反应按新的活化能降低的，或空间上有利的途径进行的结果；②催化剂能消除量子力学规则所产生的限制，引进有效反应途径。
