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Katalysator



Ein Katalysator ist ein Stoff, der eine chemische Reaktion in ihrer Reaktionsgeschwindigkeit beeinflusst, ohne dabei verbraucht zu werden. Dies geschieht durch Herauf- oder Herabsetzung der Aktivierungsenergie. Katalysatoren, die die Aktivierungsenergie herabsetzen werden als positive Katalysatoren bezeichnet, solche, die die Aktivierungsenergie heraufsetzen, als negative Katalysatoren oder Inhibitoren.

Weitere Fachbegriffe zum Thema Katalysator: Autokatalyse, homogene Katalyse, heterogene Katalyse, Katalysatorgift und Biokatalysatoren

Table of contents
1 Geschichte
2 Chemie
3 Bedeutung der Katalysatoren
4 Beispiele für Katalysatoren
5 Wichtige katalytische Verfahren

Geschichte

Seit der Antike wurden chemische Reaktionen mit Hilfe von Katalysatoren ausgeführt. Erst Jöns Jakob Berzelius kam 1835 zu der Erkenntnis, dass eine Vielzahl von Reaktionen nur dann erfolgten, 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 (griech. Auslösung).

In der Folgezeit gelang es ein näheres Verständnis für die thermodynamischen Hintergründe der Katalyse zu gewinnen. Wilhelm Ostwald definierte den Katalysator 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."

Für seine Arbeiten um die Katalyse erhielt Wilhelm Ostwald 1909 den Nobelpreis für Chemie.

Chemie

Die Wirkungsweise eines Katalysators beruht auf seiner Möglichkeit den Mechanismus einer chemischen Reaktion derart zu verändern, dass die Aktivierungsenthalpie herabgesetzt wird. Dieses geschieht über die Bildung einer reaktiven Zwischenverbindung (auch aktivierter Komplex) und die weitere Abreaktion zu den Endprodukten, wobei der eingesetzte Katalysator zuückgebildet wird.

In der Grafik gibt die obere Kurve die Reaktion

wieder. Die Aktivierungsenergie wird mit bezeichnet. Die untere Kurve zeigt den Energieverlauf der durch katalysierten Reaktion. Hier wird über einen Übergangszustand (1. Maximum) ein Minimum erreicht, welches Enthalpie der Verbindung entpspricht.

Über einen weiteren Übergangszustand wird das Produkt erreicht, wobei der Katalysator zurückgebildet wird.

Die mit bezeichnete Aktivierungsenergie der katalysierten Reaktion ist deutlich geringer.

Die Herabsetzung der Aktivierungsenergie durch positive Katalysatoren ist bei chemischen Reaktionen von großer kommerzieller Bedeutung. Hier begünstigt das Vorhandensein eines Stoffes (Katalysator) eine andere chemische Reaktion wesentlich, ohne dass der Stoff selbst dabei verbraucht wird. Ohne die Anwesenheit des Katalysators würde die jeweilige chemische Reaktion sehr viel langsamer erfolgen. In der Praxis werden allerdings Katalysatoren durch Nebenreaktionen nach einiger Zeit des Gebrauchs unwirksam.

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.

Entstehen bei Reaktionen mehrere Produkte, spielt die Selektivität eines Katalysators eine sehr wichtige Rolle.

Bei Gleichgewichtsreaktionen verändert ein Katalysator Hin- und Rückreaktion auf die gleiche Weise, so dass die Lage des Gleichgewichts nicht verändert wird, das Gleichgewichts sich aber schneller einstellt.

Katalysatoren sind nicht nur in der chemischen Industrie von Bedeutung, sondern auch bei der Nahrungsverarbeitung (Enzyme). Die Inhibitoren haben dagegen keine kommerzielle Bedeutung.

Bedeutung der Katalysatoren

Katalysatoren sind heutzutage kaum noch aus dem Leben wegzudenken. Derzeit wird geschätzt, dass etwa 80% aller chemischen Erzeugnisse eine katalytische Stufe in ihrer Wertschöpfungskette durchlaufen. Durch selektive und aktive Katalysatoren wird in der Regel Energie eingespart und der Anfall von Nebenprodukten reduziert. Im Falle der abgaskatalytischen Verfahren (z.B. PKW) werden unvermeidbare, gefährliche Substanzen in weniger gefährliche umgesetzt (z.B. giftige Stickoxide in ungiftigen Stickstoff und Sauerstoff).

Nicht minder bedeutsam für unsere Umwelt sind aber auch die Abgasnachbehandlung von industriellen Produktionen oder Kraftwerken.

Beispiel: Im Autokatalysator reagiert das Atemgift Kohlenstoffmonoxid (CO) mit Sauerstoff (O2) zum Treibhausgas Kohlenstoffdioxid (CO2).

Beispiele für Katalysatoren

Cereisen (Ammoniaksynthese), Platin, Rhodium, Palladium, Divanadiumpentoxid und Samariumoxid katalysiert die Hydrierung und Dehydrierung von Ethanol.

Fahrzeugkatalysator Bekanntestes Beispiel ist der Katalysator im Automobil zur Reduktion der Abgasemission, bei dem das ganze Gerät nach der chemisch wirksamen Substanz benannt ist.

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 oder ZnO/Cr2O3 T = 230 - 280°C ;p = 6 MPa Festbettreaktor
Schwefelsäureherst. H2SO4 V2O5/Träger T = 400 - 500°C Festbettreaktor




     
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