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于氣態或液態，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，然后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，并再生出催化劑。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。
　　由于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”。

　　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。

2023.12.28  ZG