Die Wirkung eines Katalysators auf eine chemische Reaktion besteht darin, die Geschwindigkeit dieser Reaktion zu erhöhen, indem seine Aktivierungsenergie verringert wird. Diese Aktivierungsenergie ist die Energie, die erforderlich ist, um chemische Reaktanten in einen Übergangszustand zu bewegen, der ist ein Zwischenprodukt zwischen Edukt und Produkt.
Katalysatoren reduzieren die Aktivierungsenergie von Reaktionen, indem sie mit den Reaktanten Zwischenprodukte bilden. Jede Reaktion, die mit einem Katalysator abläuft, erfordert weniger Aktivierungsenergie als eine direkte Reaktion zwischen den Reaktanten. Das Endprodukt der Reaktion ist das gleiche, mit der gleichen Menge an verbrauchter oder freigesetzter Energie, aber es ist einfacher, die Reaktion zu starten und mit Katalysatoren fortzusetzen. Der Gleichgewichtspunkt, d. h. der Punkt, an dem eine chemische Reaktion und ihre Umkehrung mit der gleichen Geschwindigkeit ablaufen, wird auch durch die Anwesenheit eines Katalysators unverändert.
Um ein echter Katalysator zu sein, darf eine Chemikalie nicht direkt durch die Reaktion verbraucht werden, obwohl sie durch andere Effekte der Reaktion, wie z. B. Erhitzen, verändert werden kann. Während der Katalysator mit den Reaktanten reagiert, baut das Endprodukt der Reaktion ihn nicht ein und der Katalysator kehrt in seinen ursprünglichen Zustand zurück. Daher wird im Allgemeinen nur sehr wenig Katalysator benötigt, um eine Reaktion zu beschleunigen, selbst wenn die Mengen an Reaktanten relativ groß sind.
