催化劑為什麼可以降低反應的活化能？
化學反應不是要到斷鍵變成離子或者原子的狀態嗎？而催化劑又不會影響鍵能的改變，那反應要的活化能不會變啊？那為什麼說可以改變化學反應的活化能呢？
問題中有一個矛盾，就是活化能是動力學角度的數據，和反應速率相關；鍵能是熱力學數據，和平衡常數相關。當然了，本身正逆反應的活化能和焓變也是有關係的。
催化劑不影響總反應，所以不影響熱力學數據，即化學平衡不被影響。
催化劑為什麼可以改變反應速率，因為催化劑和反應物發生了反應，就是這麼簡單的一件事，不發生反應那就不是催化劑了。既然發生了反應，就會有新的活化能數據，剛好有的反應活化能比原本的低，就是加快反應了，也有活化能變大的，那就是減速反應了。
比較抽象的說法就是：
原始反應需要翻過一座很高的山才能到對面
催化劑可以繞過這座大山從山腳開車過去
具體的操作方法一般是反應物與催化劑反應，生成的第一個反應又會和剩下的反應物/自己反應生成催化劑和生成物。
在能量圖的角度看就是：原反應是一個很高的峰，加入催化劑後出現很多個小峰，每個小峰都比原反應的高峰低很多。所以通過數個反應的反應速率比一個反應快。
一般來說有催化劑的反應在熱力學上（吉布斯自由能）上是自發反應的。之所以你沒看見它反應不是因為它不反應而是因為它反應太慢你看不出來。加入催化劑後速率增快就可見了。之所以不反應是因為過不去那座高山導致活化分子少反應速率慢。提問者可能將熱力學和動力學（即能否反應與反應快慢）混淆了
化學反應的實質是粒子的有效碰撞，催化劑就相當於是個平台，讓這些粒子在這上面反應，有效碰撞的效率就高多了。
斷鍵斷的是所有反應物的鍵，催化劑參與反應，那麼其實反應物已經變了，催化劑可以看做其中一種反應物，催化劑本身鍵能小一些，總鍵能就減小了，生成中間產物，中間產物鍵能也不高，最後變成生成物。你可以這樣理解，事實上要比這複雜一點，活化能理論也不是萬能的，是一種解釋角度。
可以理解為
催化劑把原來的反應拆成多個反應，這其中每一個反應活化能都小於原反應的活化能。
加入催化劑改變反應途徑，a和b直接反應的途徑所需能量高，來了個c，c和他倆反應只改變了反應途徑，這個途徑所需能量少，那麼就說加c降低了反應的活化能。
主要是產生了多個能量降低的過渡態
催化劑通常是一種載體，反應物吸附其上（或至少與反應物有聯繫）。
一個化學反應通常是由多個並行又有串列的中間反應連接到最終產物，能穩定存在的副產物就留了下來，副產物也常不少。而此時，催化劑存在選擇性，選擇或增強或限定住了反應某種或多種途徑。
簡單來個圖
反應A，我們想要d物質，需要a,b,c 互相反應才行
1 a+b→p+q(慢) 中間存在a+b→g+l （慢）g+l→p+q（快）
2 p+b→p+m（慢）
3 c+p+a→目標（快）
這些途徑有快有慢，快的多，就是正催化，慢的多就是負催化。當然催化劑最主要是要改變那些關鍵步驟的慢或快。比如圖中第一個反應有a+b→g+l這個慢，而且之後的流程沒它都玩不了，因此要使用催化劑就一定要優先選能加速這步反應的。
到底如何加快（降低活化能）我還沒說——
這是催化劑的一種加速途徑——開闢了一條全新途徑，而這條路本身活化能低、反應迅速。
a+b(+催化劑y)→y·a*+y*（快）(*表示在催化劑表面) y·a*+y*→g+l+y（快）
當然，大部分的催化劑就是如此，其他的我還不太知道怎麼說，歡迎補充。
看到有人說照什麼方式理解。我覺得這麼能講清的為什麼要用一個假的來代替理解？
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