Een katalysator versnelt een chemische reactie zonder zelf te worden verbruikt. Het biedt een alternatieve reactieroute met een lagere activeringsenergie. De katalysator kan deelnemen aan de reactie en daarbij tussenproducten vormen, maar wordt aan het einde geregenereerd. Een kleine hoeveelheid kan een grote hoeveelheid reactie katalyseren. Katalysatoren zijn essentieel in de industrie, de biologie en de milieubescherming.

Katalysatoren bestaan ​​in verschillende typen. Homogene katalysatoren bevinden zich in dezelfde fase als de reactanten, meestal in oplossing. Zure katalysatoren voor verestering zijn hiervan een voorbeeld. Heterogene katalysatoren bevinden zich in een andere fase, meestal vaste katalysatoren met gasvormige of vloeibare reactanten. Platina in katalysatoren, ijzer in het Haber-Bosch-proces en zeolieten bij petroleumkraken zijn voorbeelden. Enzymen zijn biologische katalysatoren, zeer specifiek en efficiënt. Ze katalyseren reacties bij milde temperaturen en drukken.

Katalysatoren veranderen de evenwichtspositie van een reactie niet. Ze veranderen alleen de snelheid waarmee het evenwicht wordt bereikt. Ze veranderen ook niet de totale energieverandering. Ze verlagen de activeringsenergie, waardoor de reactie bij een gegeven temperatuur sneller verloopt. Sommige katalysatoren worden vergiftigd door onzuiverheden, die zich binden aan de actieve plaatsen en deze blokkeren. Daarom is loodvrije benzine nodig voor katalysatoren. Lood vergiftigt de katalysator.

Katalysatoren worden in ongeveer 90 procent van de chemische processen gebruikt. Ze maken reacties sneller, goedkoper en selectiever. Ze verminderen het energieverbruik en de afvalproductie. Ze zijn een van de belangrijkste instrumenten in de groene chemie.