Ein Katalysator beschleunigt eine chemische Reaktion, ohne dabei selbst verbraucht zu werden. Er bietet einen alternativen Reaktionsweg mit niedrigerer Aktivierungsenergie. Der Katalysator kann an der Reaktion teilnehmen und Zwischenprodukte bilden, wird aber am Ende regeneriert. Bereits geringe Mengen können eine große Menge an Reaktionen katalysieren. Katalysatoren sind in Industrie, Biologie und Umweltschutz unverzichtbar.

Katalysatoren lassen sich in verschiedene Typen unterteilen. Homogene Katalysatoren befinden sich in derselben Phase wie die Reaktanten, üblicherweise in Lösung. Säurekatalysatoren für die Veresterung sind ein Beispiel. Heterogene Katalysatoren befinden sich in einer anderen Phase; in der Regel handelt es sich um Feststoffkatalysatoren mit gasförmigen oder flüssigen Reaktanten. Beispiele hierfür sind Platin in Katalysatoren, Eisen im Haber-Bosch-Verfahren und Zeolithe beim Erdölcracken. Enzyme sind biologische Katalysatoren, die hochspezifisch und effizient sind. Sie katalysieren Reaktionen bei milden Temperaturen und Drücken.

Katalysatoren verändern nicht die Lage des Reaktionsgleichgewichts. Sie beeinflussen lediglich die Geschwindigkeit, mit der das Gleichgewicht erreicht wird. Auch die Gesamtenergieänderung bleibt unverändert. Sie senken die Aktivierungsenergie und beschleunigen so die Reaktion bei gegebener Temperatur. Manche Katalysatoren werden durch Verunreinigungen vergiftet, die sich an die aktiven Zentren binden und diese blockieren. Deshalb benötigen Katalysatoren bleifreies Benzin. Blei vergiftet den Katalysator.

Katalysatoren werden in etwa 90 Prozent aller chemischen Prozesse eingesetzt. Sie beschleunigen, verbilligen und erhöhen die Selektivität von Reaktionen. Sie reduzieren Energieverbrauch und Abfall. Sie gehören zu den wichtigsten Werkzeugen der grünen Chemie.