Katalysator
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Katalysator (von der Katalyse, griechisch, katálysis - Auflösung mit lateinischer Endung) bezeichnet in der Chemie einen Stoff, der die Reaktionsgeschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflusst, ohne dabei selbst verbraucht zu werden. Dies geschieht durch Herabsetzung der Aktivierungsenergie. Katalysatoren ändern somit die Kinetik chemischer Reaktionen, ohne deren Thermodynamik zu verändern. Sie beschleunigen die Hin- und Rückreaktion gleichermaßen und ändern somit nichts am Gleichgewicht einer Reaktion.
Eigenschaften eines Katalysators:
- beschleunigt eine Reaktion (erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit),
- verringert die Aktivierungsenergie,
- wirkt selektiv (bestimmte Reaktionen benötigen bestimmte Katalysatoren).
- nach der Reaktion unverändert
Weitere Fachbegriffe zum Thema Katalysator: Katalyse, Autokatalyse, homogene Katalyse, heterogene Katalyse, Katalysatorgift und Biokatalysator.
Inhaltsverzeichnis |
[Bearbeiten] Geschichte
Vermutlich waren es die Assyrer vor über 5000 Jahren, die katalytische Prozesse erstmals bei der Gärung von Alkohol einsetzten. Seit der Antike werden chemische Reaktionen mit Hilfe von Katalysatoren ausgeführt. Erst Jöns Jakob Berzelius kam 1835 zu der Erkenntnis, dass eine Vielzahl von Reaktionen nur dann erfolgte, wenn ein bestimmter Stoff zugegen war, der jedoch nicht verbraucht wurde. Seiner Meinung nach wurden diese Stoffe nicht umgesetzt, lieferten jedoch durch ihre Anwesenheit die Energie über ihre katalytische Kraft. Er bezeichnete diese Stoffe als Katalysatoren.
In der Folgezeit gelang es, tieferes Verständnis für die thermodynamischen Hintergründe der Katalyse zu gewinnen. Wilhelm Ostwald definierte den Katalysator 1895 wie folgt:
„Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöht, ohne selbst dabei verbraucht zu werden und ohne die endgültige Lage des thermodynamischen Gleichgewichts dieser Reaktion zu verändern“[1].
Für seine Arbeiten um die Katalyse erhielt Wilhelm Ostwald den Nobelpreis für Chemie.
[Bearbeiten] Chemie
Die Wirkungsweise eines Katalysators beruht auf seiner Möglichkeit, den Mechanismus einer chemischen Reaktion derart zu verändern, dass die Aktivierungsenergie verändert wird. Man „geht einen anderen Weg“ auf der Potential-Hyperebene.
Das Potenzial ist im Allgemeinen eine Funktion mehrerer Variablen. Deshalb ist im einfachsten Fall, nämlich der Abhängigkeit des Potenzials von nur zwei Variablen, die sich ändern, das Potenzial eine 3-dimensionale Ebene. Die Variablen können z. B. zwei Bindungsabstände zwischen den Reaktanden sein, die sich während der Reaktion ändern. Dieser einfachste Fall ist zwar anschaulich, aber unrealistisch.
Dieses geschieht über die Bildung einer reaktiven Zwischenverbindung und die weitere Abreaktion zu den Endprodukten, wobei der eingesetzte Katalysator zurückgebildet wird. In der Praxis werden allerdings Katalysatoren in der Regel durch Nebenreaktionen nach einiger Zeit des Gebrauchs unwirksam, da sie durch Nebenprodukte blockiert werden. Die folgende Grafik (Arrhenius-Diagramm) ergibt sich als Schnitt durch die Energie-Hyperpotentialfläche.
In der Grafik gibt die obere Kurve die Reaktion
wieder. Die Aktivierungsenergie wird mit AU bezeichnet. Die untere Kurve zeigt den Energieverlauf der durch C katalysierten Reaktion. Hier wird über einen Übergangszustand (1. Maximum) ein Minimum erreicht, welches der Enthalpie der Verbindung AC entspricht.
Über einen weiteren Übergangszustand wird das Produkt AB erreicht, wobei der Katalysator C zurückgebildet wird.
Die mit AC bezeichnete Aktivierungsenergie der katalysierten Reaktion ist deutlich geringer.
Als Beispiel kann die katalytische Verbrennung von Wasserstoff mit Sauerstoff angeführt werden. Diese Verbrennung ist thermodynamisch so günstig, dass sie prinzipiell „freiwillig“ ablaufen sollte, jedoch aufgrund der bei Zimmertemperatur hohen Aktivierungsenergie so stark gehemmt ist, dass die Reaktionsgeschwindigkeit sehr gering ist. Die Anwesenheit eines Platinkatalysators kann diese Aktivierungsenergie derart erniedrigen, dass diese Reaktion dann hinreichend schnell auch bei niedrigeren Temperaturen abläuft. Eine Anwendung dafür war das Döbereinersche Feuerzeug.
Bei Gleichgewichtsreaktionen verändert ein Katalysator Hin- und Rückreaktion auf die gleiche Weise, so dass die Lage des Gleichgewichts nicht verändert wird, das Gleichgewicht sich aber schneller einstellt.
[Bearbeiten] Bedeutung der Katalysatoren
Katalysatoren kommen in der Natur in vielfältiger Weise vor. In Lebewesen laufen fast alle lebensnotwendigen chemischen Reaktionen katalysiert ab (z. B. bei der Photosynthese, der Atmung oder der Energiegewinnung aus der Nahrung). Die verwendeten Katalysatoren sind meist bestimmte Eiweiße, die Enzyme.
Die Herabsetzung der Aktivierungsenergie durch Katalysatoren ist bei chemischen Reaktionen von großer kommerzieller Bedeutung. In mehr als 80 % aller chemischen industriellen Prozesse werden Katalysatoren eingesetzt. Ohne die Anwesenheit des Katalysators würde die jeweilige chemische Reaktion sehr viel langsamer oder gar nicht erfolgen. Deshalb sind Katalysatoren heutzutage kaum noch aus der Chemietechnik wegzudenken. Derzeit wird geschätzt, dass etwa 80 % aller chemischen Erzeugnisse eine katalytische Stufe in ihrer Wertschöpfungskette durchlaufen.
Entstehen bei Reaktionen mehrere Produkte, spielt die Selektivität eines Katalysators eine sehr wichtige Rolle. Dabei wird der Katalysator so gewählt, dass nur diejenige Reaktion beschleunigt wird, die das erwünschte Produkt erzielt. Verunreinigungen durch Nebenprodukte werden so weitgehend vermieden.
Aus der Sicht des Umweltschutzes wird durch den Einsatz von selektiven und aktiven Katalysatoren in der Regel Energie eingespart und die Menge an Nebenprodukten reduziert. Nicht minder bedeutsam für unsere Umwelt ist aber auch die Abgasnachbehandlung in der industriellen Produktion oder in Elektrizitätswerken. Im Falle der abgaskatalytischen Verfahren (z. B. in PKW) werden unvermeidbare, gefährliche Substanzen in weniger gefährliche umgesetzt.
Beispiel: Im Autoabgaskatalysator reagiert das Atemgift Kohlenstoffmonoxid (CO) sowie unverbrannte Kohlenwasserstoffe mit NOx und Sauerstoff (O2) zum Treibhausgas Kohlenstoffdioxid (CO2) sowie Stickstoff.
[Bearbeiten] Beispiele für Katalysatoren
Cereisen (Ammoniaksynthese), Raney-Nickel, Platin, Rhodium, Palladium, Vanadiumpentoxid und Samariumoxid katalysiert die Hydrierung und Dehydrierung von Ethanol.
Hopcalite, eine Gruppe von Katalysatoren aus verschiedenen Metalloxiden, katalysieren die Oxidation von Kohlenstoffmonoxid zu Kohlenstoffdioxid bei Raumtemperatur.
Fahrzeugkatalysator: Bekanntestes Beispiel ist der Katalysator im Automobil zur Reduktion der Abgasemission, bei dem das ganze Gerät nach dem chemisch wirksamen Prinzip benannt ist.
[Bearbeiten] Wichtige katalytische Verfahren
| Verfahren | Produkt | Katalysator | Bedingung | Reaktor |
| Ammoniaksynthese | NH3 | α-Eisen/Al2O3 | T = 450-500 °C; p = 25-40 MPa | Festbettreaktor |
| Methanolsynthese | CH3OH | CuO/Cr2O3, ZnO/Cr2O3 oder CuO/Zn0 | T = 210-280 °C; p = 6 MPa | Festbettreaktor |
| Schwefelsäureherst. | H2SO4 | V2O5/Träger | T = 400-500 °C | Festbettreaktor |
| Salpetersäureherst. (Ostwaldverfahren) | HNO3 | Platin/Rhodium | T = 800 °C |
[Bearbeiten] Literatur
- Ferdi Schüth: Schlüsseltechnologie der chemischen Industrie: Heterogene Katalyse. Chemie in unserer Zeit 40(2), S. 92 - 103 (2006), ISSN 0009-2851
- Michael Röper: Homogene Katalyse in der chemischen Industrie. Chemie in unserer Zeit 40(2), S. 126 - 135 (2006), ISSN 0009-2851
- Rainer Stürmer, Michael Breuer: Enzyme als Katalysatoren. Chemie und Biologie Hand in Hand. Chemie in unserer Zeit 40(2), S. 104 - 111 (2006), ISSN 0009-2851
[Bearbeiten] Siehe auch
- Autokatalyse
- Homogene Katalyse
- Nanopartikel Katalyse
- Heterogene Katalyse
- Katalysatorgift
- Biokatalysator
