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  催化劑與反應誘導化學反應發生改變,而使化學反應變快或者在較低的溫度環境下進行化學反應。  催化劑加速反應過程一般具有兩個途徑,一個是增加反應物的活性中心,另一種是改變反應途徑。  我們可在波茲曼分佈(Boltzmann distribution)與能量關係圖(energy profile diagram)中觀察到,催化劑可使化學反應物在不改變的情形下,經由只需較少活化能(activation energy)的路徑來進行化學反應。而通常在這種能量下,分子不是無法完成化學反應,不然就是需要較長時間來完成化學反應。但在有催化劑的環境下,分子只需較少的能量即可完成化學反應。

  催化劑分均相催化劑與非均相催化劑。非均相催化劑呈現在不同相(Phase)的反應中(如:固態催化劑在液態混合反應和固態催化劑在氣態混合反應等),而均相催化劑則是呈現在同一相的反應(例如:液態催化劑在液態混合反應)。一個簡易的非均相催化反應包含了反應物(或受質)吸附在催化劑的表面,反應物內的鍵因十分的脆弱而導致新的鍵產生,但又因產物與催化劑間的鍵並不牢固,而使產物出現。目前已知許多表反應發生吸附反應的不同可能性的結構位置。一般生活中較常用非均相催化劑,利用不同狀態的特性較好分離出產物與催化物(如汽機車排氣管中的觸媒)。
催化劑又稱觸媒,是能透過提供另一活化能較低的反應途徑而加快化學反應速率,而本身的質量、組成和化學性質在參加化學反應前後保持不變的物質。例如二氧化錳可以作為過氧化氫(雙氧水)分解的催化劑。與催化劑相反,能減慢反應速率的物質稱為抑制劑。過去曾用的「負催化劑」一詞已不被國際純粹與應用化學聯合會所接受,而必須改用抑制劑一詞,催化劑一詞僅指能加快反應速率的物質。