催化 (/k??t?l?s?s/) 是通過添加稱為催化劑 (/?k?t?l?st/) 的物質來提高化學反應速率的過程。 催化劑在反應中不消耗并且在反應后保持不變。 如果反應迅速且催化劑快速循環，通常很少量的催化劑就足夠了； 混合、表面積和溫度是影響反應速率的重要因素。 在再生催化劑的過程中，催化劑通常與一種或多種反應物反應形成中間體，中間體隨后產生最終反應產物。

催化可以分為均相的，其成分分散在與反應物相同的相（通常是氣態或液體）中，或異質的，其成分不在同一相中。 酶和其他生物催化劑通常被認為是第三類。

催化在各種化學工業中無處不在。 據估計，90% 的商業化生產的化學產品在其制造過程的某個階段都涉及催化劑。

催化劑一詞源自希臘語καταλ?ειν，kataluein，意思是放松或解開。催化的概念是由化學家 Elizabeth Fulhame 發明的，基于她在氧化還原實驗方面的新工作。

說明性的是過氧化氫歧化為水和氧氣：

2 H2O2 → 2 H2O + O2

該反應進行是因為反應產物比起始材料更穩定。 未催化的反應很慢。事實上，過氧化氫的分解速度非常慢，因此過氧化氫溶液可以在市場上買到。該反應受二氧化錳等催化劑或生物體中的過氧化物酶的強烈影響。加入少量二氧化錳后，過氧化氫會迅速反應。這種效應很容易通過氧氣的起泡看出。 二氧化錳在反應中不消耗，因此可以原封不動地回收，并無限期地重復使用。 因此，二氧化錳催化該反應。

用于測量催化劑催化活性的 SI 衍生單位是開塔爾，以每秒摩爾數進行量化。催化劑的生產率可以通過轉換數 (或 TON) 來描述，而催化活性可以通過轉換頻率 (TOF) 來描述，TOF 是每單位時間的 TON。生化當量是酶單位。

通常，化學反應在催化劑存在下發生得更快，因為催化劑提供了一種替代反應途徑 - 或機制 - 具有比非催化機制更低的活化能。在催化機制中，催化劑通常反應形成中間體，然后在過程中再生原始催化劑。

作為氣相中的一個簡單示例，可以通過添加一氧化氮來催化 2 SO2 + O2 → 2 SO3 反應。反應分兩步發生：

2 NO + O2 → 2 NO2（決定速率）NO2 + SO2 → NO + SO3（快速）

再生 NO 催化劑。 整體速率為慢步的速率

v = 2k1[NO]2[O2]。

多相催化的一個例子是氧和氫在二氧化鈦（TiO2，或二氧化鈦）表面反應生成水。掃描隧道顯微鏡顯示分子經歷吸附和解離。離解的、表面結合的 O 和 H 原子一起擴散。中間反應狀態是：HO2、H2O2，然后是 H3O2 和反應產物（水分子二聚體），之后水分子從催化劑表面解吸。

催化劑使不同于未催化反應的途徑成為可能。 這些途徑具有較低的活化能。 因此，更多的分子碰撞具有達到過渡態所需的能量。 因此，催化劑可以使原本會被動力學障礙阻礙或減慢的反應成為可能。 催化劑可以提高反應速率或選擇性，或使反應能夠在較低溫度下進行。 這種影響可以用能量分布圖來說明。

在催化的基本反應中，催化劑不會改變反應的程度：它們對反應的化學平衡沒有影響。正向和反向反應速率的比率不受影響。熱力學第二定律描述了為什么催化劑不會改變反應的化學平衡。 假設有這樣一種催化劑可以改變平衡。將催化劑引入系統將導致反應移動到新的平衡，從而產生能量。產生能量是必然結果，因為只有產生吉布斯自由能時反應才會自發進行，如果沒有能壘，則不需要催化劑。