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催化剂是化学反应中的重要角色。它能够改变反应速率，通常是加快反应，但自身在反应前后质量和化学性质保持不变。催化剂参与反应过程，与反应物相互作用，最终又被再生出来，可以重复使用。
活化能是化学反应发生需要克服的最低能量壁垒。没有催化剂时，反应物需要获得很高的能量才能转化为产物。催化剂的作用是提供一个新的反应途径，这个新途径的活化能比原来的途径要低得多，使得反应更容易发生。
催化剂的作用机理可以分为三个步骤。首先，反应物分子与催化剂表面结合，形成活化络合物。然后，在催化剂的作用下，反应物转化为中间产物。最后，中间产物分解生成最终产物，同时催化剂被再生出来，可以继续参与下一轮反应。这个过程大大降低了反应的活化能。
当催化剂降低活化能后，能够发生反应的分子数量大大增加。在麦克斯韦-玻尔兹曼分布图中，我们可以看到，活化能越低，具有足够能量进行反应的分子比例越大。这直接导致反应速率的显著提高。需要注意的是，催化剂只影响反应速率，不会改变化学平衡的位置。
总结催化剂的原理，催化剂通过降低反应的活化能来加快反应速率，但不改变反应的热力学性质和平衡位置。催化剂在反应前后质量和化学性质保持不变，可以重复使用。催化剂在现代工业和生物系统中有广泛应用，如工业合成氨、汽车尾气处理、生物酶反应等，是化学工业发展的重要基础。