Katalysatoren
Katalysatoren sind Stoffe, die eine Reaktion bei gleichbleibender Temperatur beschleunigen, ohne im Endeffekt selbst an der Reaktion teilzunehmen.
Formal betrachtet senken Katalysatoren die Aktivierungsenergie einer chemischen Reaktion.
Wenn man sich vorstellt, dass während der Reaktion der "Aktivierungsberg" der Höhe EA überwunden werden muss, so leuchtet es irgendwie ein, das dieses Überwinden um so schneller geht, je niedriger der Berg ist.
Merke:
Je niedriger die Aktivierungsenergie einer chemischen Reaktion, desto größer die Reaktionsgeschwindigkeit.
Katalysatoren können auf verschiedene Arten wirken. Betrachten wir eine Reaktion, die wir vielleicht aus der organischen Chemie schon kennen, die nucleophile Substitution an Alkoholen.
Vorheriges Kapitel:
Rolle der Temperatur
Der Austausch der OH-Gruppe des Ethanols gegen ein Br-Atom verläuft in mehreren Teilschritten. Zuerst wird ein Proton dazugegeben. Dieses lagert sich an die OH-Gruppe des Ethanols an, dadurch wird die C-O-Bindung relativ instabil und löst sich schließlich. Übrig bleiben ein positiv geladenes Ethyl-Kation sowie ein Wassermolekül. Das Ethyl-Kation vereinigt sich mit einem Bromid-Ionen, so dass Ethylbromid entsteht.
Diese Reaktion würde auch in Abwesenheit von Protonen ablaufen, allerdings wäre sie dann wesentlich langsamer. Die Protonen beschleunigen die Reaktion also, sie wirken als Katalysator.
Hier könnte man nun einwenden, dass die Protonen bei der Reaktion verbraucht werden. Sie sind dann definitionsgemäß kein Katalysator. Das wollen wir aber einmal genau nachrechnen. Werden die Protonen bei dieser Reaktion tatsächlich verbraucht?
Schauen wir uns zunächst die Reaktion in Abwesenheit von Protonen an:
Das ist also die "einfache" Reaktion. Übrigens verläuft diese Reaktion bimolekular, da zwei Teilchen zusammenstoßen müssen, damites zu diesem Reaktionsschritt kommt: ein Bromidion und ein Ethanolmolekül. Demzufolge sollte die Kinetik dieser Reaktion 2. Ordnung sein.
Betrachten wir nun die Reaktion in Anwesenheit von Protonen:
Die Reaktionsfolge wurde bereits erläutert. Das zugesetzte Proton ist rot markiert. Wie man gut erkennen kann, steht es am Ende auf der rechten Seite der Gleichung. Im Endeffekt also wurde kein Proton verbraucht. Zwar nimmt das Proton an der Reaktion teil, im Endergebnis jedoch tritt es nicht in der Reaktionsgleichung auf. Formal ist die Reaktionsgleichung die selbe wie bei der ersten (einfachen) Reaktion.
Experimentell findet man, dass diese Reaktion die Ordnung 1 hat. Das Ethanolmolekül gibt im ersten Schritt nämlich eine OH-Gruppe ab. Dazu sind noch keine Bromidionen notwendig. Das Proton katalysiert diesen Schritt, indem es den Austritt der OH-Gruppe erleichtert.
Wie kann man diese Art von Katalyse nun am besten beschreiben?
Homogene Katalyse
Der Katalysator sorgt dafür, dass die chemische Reaktion einen alternativen Weg einschlägt, einen Weg, der aus mehreren Teilschritten besteht. Und jeder Teilschritt hat eine Aktivierungsenergie, die niedriger ist als die Aktivierungsenergie der 1-Schritt-Version der Reaktion.
Das ist schon der ganze "Trick". Die folgende Zeichnung verdeutlicht diesen Trick noch einmal:
Diese Art von Katalyse wird oft als "homogene Katalyse" bezeichnet, weil sich der Katalysator und die reagierenden Stoffe in der gleichen Phase (z.B. in Wasser gelöst) befinden.
Heterogene Katalyse
Das Gegenstück zur homogenen Katalyse ist die heterogene. Der folgende Trickfilm zeigt die Reaktion von zwei CO-Molekülen mit einem Sauerstoffmolekül. Dabei entstehen zwei Kohlendioxidmoleküle.
Dieser Quicktime-Film ist im Internet zu finden unter:
Bei der heterogenen Katalyse befinden sich Katalysator und Edukte in verschiedenen Phasen. Der Katalysator - meistens handelt es sich um ein Metall wie Platin oder Palladium - befindet sich in der festen Phase, während die Edukte flüssig oder gasförmig oder in einem Lösungsmittel gelöst vorliegen.
Ein solcher Katalysator arbeitet im Prinzip so, dass er die Wahrscheinlichkeit eines erfolgreichen Zusammenstosses erhöht, indem er die Eduktteilchen in eine günstige Ausgangsposition zueinander bringt. Wir erinnern uns an die Stoßtheorie: nicht nur die Geschwindigkeit der Teilchen ist wichtig für den prozentualen Anteil "erfolgreicher" Stöße, sondern auch die Ausrichtung der zusammenprallenden Teilchen. Ein solcher Oberflächen-Katalysator erhöht nun die Wahrscheinlichkeit, dass die Teilchen "günstig" zusammenkommen. Dadurch sinkt die erforderliche Mindestgeschwindigkeit des Stoßes, und die Reaktion kann mit gleicher Geschwindigkeit bei niedriger Temperatur oder mit erhöhter Geschwindigkeit bei gleicher Temperatur ablaufen wie die nichtkatalysierte Reaktion.
Das war's erstmal. Im nächsten Jahr werde ich vielleicht noch einige Ergänzungen schreiben, z.B. über Biokatalysatoren. Aber zur Zeit habe ich dazu keine Lust mehr, andere interessante Themen wollen auch umgesetzt werden, und der Tag hat leider nur 24 Stunden.