* sänkning av aktiveringsenergi: Katalysatorer ger en alternativ reaktionsväg med en lägre aktiveringsenergi. Detta innebär att mindre energi krävs för att reaktantmolekylerna ska kollidera och bilda produkter, vilket leder till en snabbare reaktionshastighet.

* Ökande kollisionsfrekvens: Katalysatorer kan också öka frekvensen av kollisioner mellan reaktantmolekyler genom att tillhandahålla en yta för dem att binda till och interagera mer effektivt.

* inte konsumeras i reaktionen: Katalysatorer konsumeras inte i reaktionsprocessen. De deltar i reaktionen men dyker upp oförändrade, vilket gör att de kan katalysera flera reaktioner.

Tänk på en katalysator som en matchmaker för reaktanter: Det förenar dem lättare och hjälper dem att reagera snabbare utan att användas upp sig själv.

Exempel: I nedbrytningen av väteperoxid (H₂O₂), tillägger en katalysator som mangansdioxid (Mno₂) reaktionen, vilket får peroxiden att bryta ner i vatten och syrgas mycket snabbare.

Viktig anmärkning: Katalysatorer påverkar endast reaktionshastigheten; De ändrar inte reaktionens jämviktsposition. Detta innebär att de inte ändrar mängden produkt som bildas vid jämvikt, bara hur snabbt den jämvikten uppnås.