催化

催化 (/kəˈtæləsɪs/) 是通过添加称为催化剂 (/ˈkætəlɪst/) 的物质来提高化学反应速率的过程。 催化剂在反应中不消耗并且在反应后保持不变。 如果反应迅速且催化剂快速循环，通常很少量的催化剂就足够了； 混合、表面积和温度是影响反应速率的重要因素。 在再生催化剂的过程中，催化剂通常与一种或多种反应物反应形成中间体，中间体随后产生最终反应产物。

催化可以分为均相的，其成分分散在与反应物相同的相（通常是气态或液体）中，或异质的，其成分不在同一相中。 酶和其他生物催化剂通常被认为是第三类。

催化在各种化学工业中无处不在。 据估计，90% 的商业化生产的化学产品在其制造过程的某个阶段都涉及催化剂。

催化剂一词源自希腊语καταλύειν，kataluein，意思是放松或解开。催化的概念是由化学家 Elizabeth Fulhame 发明的，基于她在氧化还原实验方面的新工作。

说明性的是过氧化氢歧化为水和氧气：

2 H2O2 → 2 H2O + O2

该反应进行是因为反应产物比起始材料更稳定。 未催化的反应很慢。事实上，过氧化氢的分解速度非常慢，因此过氧化氢溶液可以在市场上买到。该反应受二氧化锰等催化剂或生物体中的过氧化物酶的强烈影响。加入少量二氧化锰后，过氧化氢会迅速反应。这种效应很容易通过氧气的起泡看出。 二氧化锰在反应中不消耗，因此可以原封不动地回收，并无限期地重复使用。 因此，二氧化锰催化该反应。

用于测量催化剂催化活性的 SI 衍生单位是开塔尔，以每秒摩尔数进行量化。催化剂的生产率可以通过转换数 (或 TON) 来描述，而催化活性可以通过转换频率 (TOF) 来描述，TOF 是每单位时间的 TON。生化当量是酶单位。

通常，化学反应在催化剂存在下发生得更快，因为催化剂提供了一种替代反应途径 - 或机制 - 具有比非催化机制更低的活化能。在催化机制中，催化剂通常反应形成中间体，然后在过程中再生原始催化剂。

作为气相中的一个简单示例，可以通过添加一氧化氮来催化 2 SO2 + O2 → 2 SO3 反应。反应分两步发生：

2 NO + O2 → 2 NO2（决定速率）NO2 + SO2 → NO + SO3（快速）

再生 NO 催化剂。 整体速率为慢步的速率

v = 2k1[NO]2[O2]。

多相催化的一个例子是氧和氢在二氧化钛（TiO2，或二氧化钛）表面反应生成水。扫描隧道显微镜显示分子经历吸附和解离。离解的、表面结合的 O 和 H 原子一起扩散。中间反应状态是：HO2、H2O2，然后是 H3O2 和反应产物（水分子二聚体），之后水分子从催化剂表面解吸。

催化剂使不同于未催化反应的途径成为可能。 这些途径具有较低的活化能。 因此，更多的分子碰撞具有达到过渡态所需的能量。 因此，催化剂可以使原本会被动力学障碍阻碍或减慢的反应成为可能。 催化剂可以提高反应速率或选择性，或使反应能够在较低温度下进行。 这种影响可以用能量分布图来说明。

在催化的基本反应中，催化剂不会改变反应的程度：它们对反应的化学平衡没有影响。正向和反向反应速率的比率不受影响。热力学第二定律描述了为什么催化剂不会改变反应的化学平衡。 假设有这样一种催化剂可以改变平衡。将催化剂引入系统将导致反应移动到新的平衡，从而产生能量。产生能量是必然结果，因为只有产生吉布斯自由能时反应才会自发进行，如果没有能垒，则不需要催化剂。