Katalysator

Wie oft hast Du Dir schon gewünscht, dass etwas einfach mal ein wenig schneller funktionieren könnte? Bestimmt oft genug. Dann wirst Du ein großer Fan des Katalysators sein. Wenn Du darauf wartest, dass sich jemand vor Dir an der Kasse beeilt, bringt Dir ein Katalysator leider nichts. Dafür beschleunigen Katalysatoren jedoch unglaublich viele Reaktionen. Und dazu erfährst Du hier alles.

Allgemeines über Katalysatoren

Die Beeinflussung der Reaktionsgeschwindigkeit wird durch das Herauf- oder Herabsetzen der Aktivierungsenergie erreicht. Folglich lassen sich zwei verschiedene Arten von Katalysatoren unterscheiden. Positive Katalysatoren setzen die Aktivierungsenergie herab, negative Katalysatoren setzen sie herauf.

Katalysatoren ändern die Kinetik einer chemischen Reaktion, ohne dabei die Thermodynamik zu ändern. Die Hin- und Rückreaktion wird gleichermaßen beschleunigt oder verlangsamt, weshalb das Gleichgewicht der Reaktion nicht verändert wird. Wichtig ist dabei, dass sich das Gleichgewicht durch die Einwirkung des Katalysators nicht verändert, jedoch stellt sich dieses wesentlich schneller ein.

In der Mitte des 19. Jahrhunderts kam Jöns Jakob Berzelius zu der Erkenntnis, dass manche chemische Reaktionen zwingend einen Katalysator benötigen, damit sie erfolgen können. Erstmals definiert wurde der Katalysator 1895 von Wilhelm Ostwald, später Nobelpreisträger für Chemie. Ein Katalysator sei “eine Substanz, die die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion verändert, ohne selbst in den Produkten zu erscheinen”.

Katalysator – Wirkungsweise

Der Katalysator wirkt, indem er den Mechanismus, also das Potenzial einer chemischen Reaktion derart verändert, dass die Aktivierungsenergie verändert wird.

Der Katalysator wird einer Reaktion beigegeben und durch diesen wird die Aktivierungsenergie herabgesetzt. Das hat zur Folge, dass die Reaktion schneller abläuft, da nicht erst eine große Menge an Energie nötig ist, um die Reaktion ablaufen zu lassen.

Mithilfe des folgenden Energiediagramms lässt sich die Wirkungsweise anschaulich erklären:

Abbildung 1: Energiediagramm der Wirkungsweise eines KatalysatorsQuelle: wikipedia.org

Die vertikale Achse beschreibt die Energiemenge, die horizontale Achse den Reaktionsverlauf. Die schwarze Kurve zeigt den Verlauf der unkatalysierten Reaktion \( A + B \rightarrow AB\). Die rote Kurve zeigt den Verlauf der Reaktion unter Verwendung eines Katalysators. Die Aktivierungsenergie der unkatalysierten Reaktion wird mit E_u bezeichnet, die der katalysierten Reaktion mit E_k. Die beiden Stoffe, die miteinander reagieren, werden hier als A und B bezeichnet, der Katalysator selbst als K.

Dabei kannst Du erkennen, dass die schwarze Kurve viel mehr Energie benötigt, als die darunterliegende rote Kurve.

Der Katalysator liegt am Anfang der roten Kurve zunächst ungebunden bei den Edukten der Reaktion vor. Bei dem ersten kleinen Hochpunkt bindet der Katalysator an eines der Edukte, wodurch hier die erste Verringerung der benötigten Energie geschieht. Danach reduziert er auch die benötigte Energie des zweiten Edukts, sodass die Reaktion schließlich stattfindet und am Ende ein Produkt und der unveränderte Katalysator entstanden sind.

Katalytische Verfahren

Es lassen sich verschiedene katalytische Verfahren unterscheiden, hier ein paar Beispiele:

• Ammoniaksynthese: In diesem Verfahren, das auch Haber-Bosch-Verfahren genannt wird, wird Ammoniak aus den Elementen Stickstoff und Wasserstoff gebildet. Das Gemisch wird an einem Eisenoxid-Mischkatalysator aus Eisen(II/III)-Oxid (Fe₃O₄) und den Stoffen K₂O, CaO, Al₂O₃ und SiO₂ bei 450 °C zur Reaktion gebracht.

• Schwefelsäureherstellung: Beim heutzutage praktizierten Kontaktverfahren wird zunächst aus elementarem Schwefel (S) und Sauerstoff (O₂) Schwefeldioxid (SO₂) gewonnen. Das Schwefeldioxid wird unter weiterer Sauerstoffzufuhr, mit Vanadiumpentoxid (V₂O₅) als Katalysator, zu Schwefeltrioxid (SO₃) umgesetzt. Dieses gilt als Anhydrid der Schwefelsäure.

• Salpetersäureherstellung: Dieses Verfahren wird auch Ostwald-Verfahren genannt und dient der großtechnischen Herstellung von Salpetersäure. Zunächst wird das Ammoniak (NH₃) mit Sauerstoff (O₂) in Gegenwart eines Platin-Rhodium-Katalysators zu Wasser (H₂O) und Stickstoffmonoxid (NO) umgesetzt. Das Stickstoffmonoxid wird durch eine Oxidation mit Sauerstoff zu Stickstoffdioxid (NO₂), welches dann wiederum zu Salpetersäure (HNO₃) umgesetzt wird.

Katalysator – Bedeutung

Katalysatoren sind unter anderem deshalb von großer Bedeutung, da sie in der Natur in vielfältiger Weise vorkommen. Fast alle wichtigen chemischen Reaktionen in Lebewesen laufen katalysiert ab. Beispiele dafür sind bestimmte Reaktionen, wie der Calvinzyklus, bei der Photosynthese, der Atmung oder der Energiegewinnung aus der Nahrung. Die verwendeten Katalysatoren sind bei den Reaktionen in Lebewesen meist bestimmte Eiweiße, nämlich die sogenannten Enzyme.

Des Weiteren sind Katalysatoren in der Chemietechnik wichtig. In mehr als 80 Prozent aller chemischen industriellen Prozesse werden Katalysatoren eingesetzt, um die Aktivierungsenergie herabzusetzen. Ohne die Anwesenheit des Katalysators würden viele chemische Reaktionen sehr viel langsamer oder gar nicht erfolgen, weswegen sie aus der Chemietechnik heutzutage kaum wegzudenken sind.

Negative Katalysatoren

Neben den positiven Katalysatoren, um die Aktivierungsenergie herabzusetzen, sind auch die negativen Katalysatoren teilweise wichtig in der chemischen Industrie. Chemische Reaktionen, die normalerweise explosionsartig ablaufen würden, können mithilfe eines solchen Katalysators kontrolliert und somit industriell genutzt werden. Zum Teil können durch solche Katalysatoren auch bestimmte Nebenprodukte ausgeschlossen werden.

Selektivität von Katalysatoren

Die Selektivität eines Katalysators, also dass bestimmte Reaktionen gewisse Katalysatoren voraussetzen, spielt eine wichtige Rolle, wenn bei den Reaktionen mehrere Produkte entstehen. Dabei wird der Katalysator so gewählt, dass nur diejenige Reaktion beschleunigt wird, die das erwünschte Produkt erzielt. Somit können Verunreinigungen durch Nebenprodukte weitestgehend vermieden werden.

Katalysator – Beispiele

Je nach Reaktion können die verschiedensten Stoffe als Katalysatoren dienen. Die Dehydrierung von Ethanol wird beispielsweise durch Raney-Nickel, Platin, Rhodium oder Palladium katalysiert. Hopcalite, eine Gruppe von Katalysatoren aus verschiedenen Metalloxiden, katalysieren die Oxidation von Kohlenstoffmonoxid zu Kohlenstoffdioxid bei Raumtemperatur.

Ein wichtiger und bekannter Katalysator ist der Autokatalysator. Ein Autokatalysator kannst Du die vorstellen in Form von einem großen Wabennetz aus Keramik, welches von einer katalytisch aktiven Substanz ummantelt ist. Diese Substanz variiert je nach Katalysatortyp.

Dieser dient dann in Fahrzeugen mit Verbrennungsmotor zur Abgasnachbehandlung. Somit können die Schadstoffemissionen im Abgas drastisch reduziert werden. Die Verbrennungsschadstoffe Kohlenwasserstoffe (C_mH_n), Kohlenstoffmonoxid (CO) und Stickoxide (NO_x) werden mithilfe des Fahrzeugkatalysators durch Oxidation oder Reduktion in die ungiftigen Stoffe Kohlenstoffdioxid (CO₂), Wasser (H₂O) und Stickstoff (N₂) umgewandelt.

Katalysator – Experiment

Um Katalysatoren ein wenig besser verstehen zu können und um einfach ein Bild von ihrer Wirkweise zu haben, kannst Du auch ganz einfach zu Hause ein kleines Experiment durchführen, welches Dir zeigt, wo und wie Katalysatoren vorkommen.

Durchführung

Falls Du ein kleines Experiment zu Katalysatoren zu Hause durchführen möchtest, kannst Du das folgende gerne ausprobieren, aber lass am besten auch einen Erwachsenen daran teilhaben!

Für das Experiment benötigst Du:

• eine gekochte Kartoffel
• eine rohe Kartoffel
• eine Unterlage, wie einen Teller oder Ähnliches
• 30%iges Wasserstoffperoxid (Das kannst Du in der Apotheke kaufen)

Die Durchführung ist ziemlich simpel. Du halbierst beide Kartoffeln und legst je eine Hälfte auf Deine Unterlage, sodass die Schnittstellen nach oben zeigen. Nun tröpfelst Du auf jede der Schnittstellen einige Tropfen des Wasserstoffperoxids.

Beobachtung

Jetzt solltest Du im Idealfall sehen können, dass auf der rohen Kartoffel Bläschen bilden und es anfängt, ein wenig zu schäumen. Auf der gekochten Kartoffel hingegen sollte nichts passieren.

Deutung

Kartoffeln enthalten den Katalysator Katalase (Enzym), die die Zersetzung von Wasserstoffperoxid in Wasser und Sauerstoff katalysiert. Luftblasen auf einer rohen Kartoffel weisen auf die Bildung von einem Gas, in diesem Fall Sauerstoff, hin.

$2{\mathrm{H}}_2{\mathrm{O}}_2\stackrel{\mathrm{Katalase}}{\to }2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}+{\mathrm{O}}_2$

Enzyme reduzieren die Aktivierungsenergie der Reaktion auf ein Niveau, bei dem Umgebungswärme ausreicht.

Gekochte Kartoffeln reagieren nicht, da die Enzyme durch das Kochen denaturiert wurden.