催化劑是一種可改變化學反應速率的物質，但它的化學性質在反應完結時會保持不變。

我們可以用以下比喻理解催化劑的作用：當反應物經過碰撞互相反應，原子重新排列，這個過程需要投入很多能量，這就好比喻為攀山，反應物需要投入能量攀越某個高山，才可完全反應，要是投入的能量不足以攀過高山，則不會發生反應。

而使用催化劑就好比喻為在山腳開通一條隧道，這使反應物行走一條更容易的路線，也能到達目的地，不需要投入太多能量越過高山。

例如氫和氮反應生成氨，但這個反應是非常緩慢，而且產率很低。

\[{{\text{N}}_{\text{2}}}\text{(g) + 3}{{\text{H}}_{\text{2}}}\text{(g)}\underset{{}}{\overset{{}}{\rightleftharpoons}}\text{2N}{{\text{H}}_{\text{3}}}\text{(g)}\]

其後，化學家發現在這個反應加入鐵粉時，反應速率大幅提升。

\[{{\text{N}}_{\text{2}}}\text{(g) + 3}{{\text{H}}_{\text{2}}}\text{(g)}\underset{{}}{\overset{\text{Fe}}{\rightleftharpoons}}\text{2N}{{\text{H}}_{\text{3}}}\text{(g)}\]

但要留意，催化劑只會影響化學反應的速率。

而對於一個可逆反應而言，催化劑既提升正向反應的速率，亦提升逆向反應的速率，但就是不會影響平均位置。

因為一個可逆反應的平衡位置是根據它的平衡常數，而這個平衡常數只取決於反應溫度。

我們可以用過氧化氫(又稱雙氧水，\(\rm{H}_{2}\rm{O}_{2}\))分解為水和氧的反應為例子，探討催化劑在這個反應有甚麼作用。

在常溫常壓下，過氧化氫的分解過程十分緩慢，即使經過幾個月的時間，亦未能完成反應。

\[\text{2}{{\text{H}}_{\text{2}}}{{\text{O}}_{\text{2}}}\text{(aq)}\to \text{2}{{\text{H}}_{\text{2}}}\text{O(l) + }{{\text{O}}_{\text{2}}}\text{(g)}\]

但在加入少量氧化錳(IV)後，這個反應的速率明顯地提升。

\[\text{2}{{\text{H}}_{\text{2}}}{{\text{O}}_{\text{2}}}\text{(aq)}\xrightarrow{\text{少量 M}\text{n}{{\text{O}}_{\text{2}}}}\text{2}{{\text{H}}_{\text{2}}}\text{O(l) + }{{\text{O}}_{\text{2}}}\text{(g)}\]