Viele chemische Reaktionen laufen nur langsam oder auf einem hohen Temperaturniveau ab, was einen hohen Energieeintrag erfordert und die Reaktionsselektivität beeinträchtigt. Durch den Einsatz von Katalysatoren kann die notwendige Aktivierungsenergie herabgesetzt und die erwünschte Reaktion beschleunigt oder erst ermöglicht werden (Abb. 12.1). Eine heute noch gültige Definition der Katalyse führte Wilhelm Ostwald Ende des 19. Jahrhunderts ein: „Ein Katalysator ist jeder Stoff, der, ohne im Endprodukt einer chemischen Reaktion zu erscheinen, ihre Geschwindigkeit verändert“. Die Funktion eines Katalysators lässt sich mit der Theorie des Übergangszustands erklären: Der Katalysator beschleunigt die Reaktion durch Veränderung des Reaktionspfades. Er bildet mit den Reaktanten einen aktiven Komplex, der eine niedrigere Aktivierungsenergie hat als der Reaktionspfad der entsprechenden unkatalysierten Reaktion. Nach der Bildung der Endprodukte liegt der Katalysator wieder in seiner ursprünglichen Form vor. Die Gesamtreaktion ändert sich dabei nicht, lediglich die Zwischenprodukte sind andere. Der prinzipielle Ablauf ist in Abb. 12.2 dargestellt. Katalysatoren beeinflussen nicht das thermodynamische Gleichgewicht einer Reaktion. Bei einer reversiblen Reaktion werden sowohl Hin- als auch Rückreaktion beschleunigt, sodass es nicht möglich ist, die Lage des Gleichgewichtes durch Katalyse zu verschieben. Reaktionen, die thermodynamisch ungünstig sind, werden auch durch einen Katalysator nicht ermöglicht.