催化原理
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想像你要從一個山谷走到隔壁那個山谷，可中間橫著一道山脊。直接翻越山頂又累又慢。這時一位當地人給你指了一條隱祕的山口——山脊上一道更低的缺口，讓你少爬許多就能到達同一個山谷。目的地沒變，只是路變好走了。催化劑就是這位嚮導。它是一種能加快化學反應的物質，關鍵在於它從反應的另一端出來時毫髮無損，隨時準備引導下一位旅人。
更準確地說，催化劑透過與反應物結合、提供一條另選的、能量更低的步驟序列，來降低反應的活化能——也就是反應物分子在變成產物之前必須翻越的那道能量小山。它做這一切而自身不被消耗：它參與早期的步驟，又在後面的步驟中被重新生成，所以極少量的催化劑就能反反覆覆處理巨量的物料。一個常被誤解的要點：催化劑使正反應和逆反應加快相同的倍數，所以它並不會移動平衡的位置，只是幫助體系更快地達到平衡。它無法讓一個根本不可能發生的反應發生，只能加速一個在熱力學上本就「向下走」的反應。催化分兩大家族——均相催化，催化劑與反應物溶解在同一相中（常是可溶的金屬配合物）；多相催化（又稱非均相催化），催化劑是一塊固體表面，反應物吸附在上面。
可以說，催化正是無機化學在現實世界裡賺到飯吃的地方。絕大多數人造化學品——化肥、燃料、塑膠、藥物——至少要經過一個催化步驟，而這些催化劑裡多數是無機的或有機金屬的。其中的經濟利益極其巨大：一個更好的催化劑可能意味著工藝能在更低的溫度和壓力下運行，浪費更少物料、排放更少污染。這正是為什麼尋找更便宜、更有選擇性、更耐用的催化劑是整個化學中最活躍、最有價值的領域之一，也是為什麼本領域後面的每一步，歸根到底都是同一個想法的變奏：打開一扇能量更低的門，然後毫髮無損地退出來。
過氧化氫自己也會慢慢分解成水和氧氣，但丟進一點二氧化錳、或抹上一點血液（其中的酶——過氧化氫酶），它就會劇烈地冒泡——那塊固體或那種酶提供了一條更容易的路，等泡冒完時它又毫髮無損地回來了。
同一個反應，路徑卻快得多：催化劑不被消耗，所以一點點就能持續工作。
催化劑不改變能生成多少產物（即平衡），只改變多快能到達那裡。誰要是聲稱某種催化劑能讓你違反熱力學，那他就是在賣假藥。