催化剂为什么可以降低反应的活化能？
化学反应不是要到断键变成离子或者原子的状态吗？而催化剂又不会影响键能的改变，那反应要的活化能不会变啊？那为什么说可以改变化学反应的活化能呢？
问题中有一个矛盾，就是活化能是动力学角度的数据，和反应速率相关；键能是热力学数据，和平衡常数相关。当然了，本身正逆反应的活化能和焓变也是有关系的。
催化剂不影响总反应，所以不影响热力学数据，即化学平衡不被影响。
催化剂为什么可以改变反应速率，因为催化剂和反应物发生了反应，就是这么简单的一件事，不发生反应那就不是催化剂了。既然发生了反应，就会有新的活化能数据，刚好有的反应活化能比原本的低，就是加快反应了，也有活化能变大的，那就是减速反应了。
比较抽象的说法就是：
原始反应需要翻过一座很高的山才能到对面
催化剂可以绕过这座大山从山脚开车过去
具体的操作方法一般是反应物与催化剂反应，生成的第一个反应又会和剩下的反应物/自己反应生成催化剂和生成物。
在能量图的角度看就是：原反应是一个很高的峰，加入催化剂后出现很多个小峰，每个小峰都比原反应的高峰低很多。所以通过数个反应的反应速率比一个反应快。
一般来说有催化剂的反应在热力学上（吉布斯自由能）上是自发反应的。之所以你没看见它反应不是因为它不反应而是因为它反应太慢你看不出来。加入催化剂后速率增快就可见了。之所以不反应是因为过不去那座高山导致活化分子少反应速率慢。提问者可能将热力学和动力学（即能否反应与反应快慢）混淆了
化学反应的实质是粒子的有效碰撞，催化剂就相当于是个平台，让这些粒子在这上面反应，有效碰撞的效率就高多了。
断键断的是所有反应物的键，催化剂参与反应，那么其实反应物已经变了，催化剂可以看做其中一种反应物，催化剂本身键能小一些，总键能就减小了，生成中间产物，中间产物键能也不高，最后变成生成物。你可以这样理解，事实上要比这复杂一点，活化能理论也不是万能的，是一种解释角度。
可以理解为
催化剂把原来的反应拆成多个反应，这其中每一个反应活化能都小于原反应的活化能。
加入催化剂改变反应途径，a和b直接反应的途径所需能量高，来了个c，c和他俩反应只改变了反应途径，这个途径所需能量少，那么就说加c降低了反应的活化能。
主要是产生了多个能量降低的过渡态
催化剂通常是一种载体，反应物吸附其上（或至少与反应物有联系）。
一个化学反应通常是由多个并行又有串列的中间反应连接到最终产物，能稳定存在的副产物就留了下来，副产物也常不少。而此时，催化剂存在选择性，选择或增强或限定住了反应某种或多种途径。
简单来个图
反应A，我们想要d物质，需要a,b,c 互相反应才行
1 a+b→p+q(慢) 中间存在a+b→g+l （慢）g+l→p+q（快）
2 p+b→p+m（慢）
3 c+p+a→目标（快）
这些途径有快有慢，快的多，就是正催化，慢的多就是负催化。当然催化剂最主要是要改变那些关键步骤的慢或快。比如图中第一个反应有a+b→g+l这个慢，而且之后的流程没它都玩不了，因此要使用催化剂就一定要优先选能加速这步反应的。
到底如何加快（降低活化能）我还没说——
这是催化剂的一种加速途径——开辟了一条全新途径，而这条路本身活化能低、反应迅速。
a+b(+催化剂y)→y·a*+y*（快）(*表示在催化剂表面) y·a*+y*→g+l+y（快）
当然，大部分的催化剂就是如此，其他的我还不太知道怎么说，欢迎补充。
看到有人说照什么方式理解。我觉得这么能讲清的为什么要用一个假的来代替理解？
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