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B978-3-437-43325-2.00009-3

10.1016/B978-3-437-43325-2.00009-3

978-3-437-43325-2

Energieprofil einer Gleichgewichtsreaktion.

Energieprofile einer Parallelreaktion mit den Übergangszuständen Z# und den Aktivierungsenthalpien ΔG#.

Energieprofil einer Reaktion ohne und mit Katalysator.

Grundlagen der Thermodynamik und Kinetik

  • 9.1

    Wegweiser131

  • 9.2

    Grundbegriffe131

    • 9.2.1

      Erhaltungsbedingungen131

    • 9.2.2

      Reaktionsenthalpie132

    • 9.2.3

      Reaktionsentropie132

  • 9.3

    Freie Enthalpie132

    • 9.3.1

      Gibbs-Helmholtz-Gleichung132

    • 9.3.2

      Freie Enthalpie beiKonzentrationsänderung133

    • 9.3.3

      Freie Enthalpie undelektromotorische Kraft134

  • 9.4

    Reaktionsgeschwindigkeit und Reaktionsordnung134

    • 9.4.1

      Reaktionsgeschwindigkeit134

    • 9.4.2

      Reaktionsordnung134

    • 9.4.3

      GeschwindigkeitsbestimmenderTeilschritt135

  • 9.5

    Energieprofil136

  • 9.6

    Parallelreaktionen137

  • 9.7

    Katalyse137

IMPP-Hits

Wegweiser

In jeder chemischen Verbindung ist Energie gespeichert. In chemischen Reaktionen unterscheiden sich die Energieinhalte der Ausgangsstoffe und der Reaktionsprodukte. Jede chemische Reaktion ist deshalb auch mit einem Energieumsatz verbunden. Die Energieänderung entscheidet darüber, ob eine Reaktion freiwillig abläuft, und bestimmt die Lage des chemischen Gleichgewichts.
Einige Grundbegriffe der Thermodynamik, deren Kenntnis schon in früheren Kapiteln erforderlich war, wurden bereits in Kap. 3.2.2 und in Kap. 3.2.3 kurz vorgestellt. Diese Definitionen werden hier nochmals wiedergegeben und im Zusammenhang dargestellt (Kap. 9.2). Eine zentrale Größe ist dabei die freie Enthalpie, sie stellt die Triebkraft einer Reaktion dar (Kap. 9.3).
Thermodynamisch lässt sich bestimmen, welches Gleichgewicht sich in einer Reaktion einstellt. Die Kinetik chemischer Reaktionen beschäftigt sich damit, wie schnell und mit welcher Zeitabhängigkeit sich dieses Gleichgewicht einstellt (Kap. 9.4). Der Energieumsatz jeder Reaktion lässt sich grafisch darstellen (Kap. 9.5) und – wenn sich die Ausgangsstoffe in mehr als einer Reaktion umsetzen könnten – zwischen zwei Parallelreaktionen vergleichen (Kap. 9.6). Abschließend wird die Beschleunigung einer Reaktion mithilfe eines Katalysators beschrieben (Kap. 9.7).

Grundbegriffe

Erhaltungsbedingungen

Für chemische Reaktionen gelten zwei Erhaltungsbedingungen:
  • MassenerhaltungMassenerhaltung: Im Stoffumsatz der Reaktion geht keine Materie verloren. Alle Bausteine der Ausgangsstoffe, d. h. alle ihre Atome, sind nach einer chemischen Reaktion immer noch vorhanden. Die Stoffmengen der Elemente in den Edukten und Produkten bleiben unverändert. Es hat sich nur die Gruppierung der Atome zu Molekülen verändert.

  • EnergieerhaltungEnergieerhaltung: Auch Energie geht bei chemischen Reaktionen nicht verloren, sie wird nur in eine andere Form umgewandelt.

Reaktionsenthalpie

ReaktionsenthalpieBeim Aufbau eines Stoffs aus seinen einzelnen Bausteinen wird seine BindungsenergieBindungsenergie freigesetzt. Soll der Stoff wieder zerlegt werden, muss dieser Energiebetrag wieder zugeführt werden. Auf einer Energieskala werden die Bindungsenergien negativ gezählt. Eine stabile Verbindung besitzt deshalb eine besonders niedrige Energie.

Merke

Energiereiche Verbindungen sind häufig instabil, sie reagieren spontan zu stabileren, d.h. energieärmeren Verbindungen. Die Energiedifferenz wird in der chemischen Reaktion freigesetzt.

Die innere Energie einer chemischen Verbindung wird durch ihre Enthalpie Enthalpie HH angegeben. Jede chemische Reaktion ist mit einer Änderung der Enthalpie verbunden.

  • Wenn aus einer energiereichen Verbindung eine energieärmere Verbindung entsteht, verringert sich ihre Enthalpie, ΔH < 0. Die Energiedifferenz wird abgegeben, die Reaktion ist exotherm, d. h., es wird Wärme frei.

  • Für eine endotherme Reaktion ΔH > 0 ist die Enthalpieänderung positiv, es muss Energie zugeführt werden.

Die Wärmeabgabe bzw. -aufnahme beschreibt den Energieumsatz einer Reaktion aber nicht vollständig. Eine chemische Reaktion kann nicht nur Wärme erzeugen, sondern auch Energie in Form mechanischer Arbeit abgeben. Als Beispiel sei hier die Druckwelle bei einer Explosion genannt.
Die Enthalpie eines Stoffs ist eine temperatur- und druckabhängige thermodynamische Zustandsgröße. Sie beschreibt den Zustand eines thermodynamischen Systems und ist unabhängig davon, auf welchem Weg dieser Zustand erreicht wurde.
Die Reaktionsenthalpie ΔH einer chemischen Reaktion ist die Summe der Änderungen der Enthalpien der an der Reaktion beteiligten Stoffe. Die Reaktionsenthalpie kann isotherm, d. h. bei konstanter Temperatur, oder isobar, d. h. bei konstantem Druck, bestimmt werden.
Unter Standardbedingungen wird die Reaktionsenthalpie bei einem Druck von 1.013 hPa und einer Temperatur von 25 °C in der Einheit kJ/mol angegeben. Die festgelegte Temperatur bedeutet hier, dass die Wärmemenge bestimmt wird, die zu- oder abgeführt werden muss, um die Temperatur auf 25 °C zu halten. Die Reaktionsenthalpie wird deshalb auch als ReaktionswärmeReaktionswärme bezeichnet.

Merke

Reaktionsenthalpie (Reaktionswärme):

  • ΔH < 0 → exotherm, es wird Energie (Wärme) freigesetzt.

  • ΔH > 0 → endotherm, Energie (Wärme) wird benötigt.

Standardbedingungen zur Messung: P = 1.013 hPa (Normaldruck), T = 25 °C (298 K).

Reaktionsentropie

ReaktionsentropieEine weitere wichtige thermodynamische Zustandsgröße ist die Entropie. Die Entropie Entropie SS beschreibt den Ordnungszustand eines Systems. Anschaulich betrachtet, ist sie ein Maß für seine Unordnung. So weist ein Festkörper mit seiner regelmäßigen Kristallstruktur einen hohen Ordnungsgrad und damit eine geringe Entropie auf. Die Teilchen einer Flüssigkeit sind ungeordneter. Im Vergleich zum Festkörper besitzt die Flüssigkeit daher eine größere Entropie.
Eine chemische Reaktion ist praktisch immer auch mit einer Entropieänderung verbunden. Als Reaktionsentropie ΔS einer chemischen Reaktion wird die Entropieänderung des Systems betrachtet.

Merke

Reaktionsentropie:

  • ΔS < 0 → Entropieabnahme, der Grad der Ordnung steigt.

  • ΔS > 0 → Entropiezunahme, der Grad der Unordnung steigt.

Freie Enthalpie

Gibbs-Helmholtz-Gleichung

Gibbs-Helmholtz-Gleichung Enthalpie:freie

Ob eine chemische Reaktion freiwillig abläuft, hängt sowohl von der Änderung der Enthalpie als auch von der Änderung der Entropie ab. Als Maß für die Triebkraft einer Reaktion wird die freie Enthalpie ΔG eingeführt. Sie wird durch die Gibbs-Helmholtz-Gleichung definiert:

(ΔG: freie Enthalpie, ΔH: Reaktionsenthalpie, T: Temperatur, ΔS: Reaktionsentropie).

ΔG wird auch als Gibbs' freie Enthalpie (auch: Gibbs' freie Energie oder Gibbs' freie Reaktionsenergie) bezeichnet. ΔG ist ein Maß für die maximale Arbeit, die von einer chemischen Reaktion geleistet werden kann bzw. aufgewendet werden muss, damit die Reaktion abläuft. Es ist die maximale Arbeit eines reversibel isotherm und isobar geführten Prozesses in einem geschlossenen System.

Wenn ΔG negativ ist, läuft eine Reaktion freiwillig ab. Sie wird dann als exergon bezeichnet. Im anderen Falle, wenn sie nicht freiwillig abläuft, ist die Reaktion endergon.

Merke

Gibbs' freie Enthalpie:

  • ΔG < 0 → exergon, Reaktion läuft freiwillig ab.

  • ΔG > 0 → endergon, zur Reaktion ist Energiezufuhr notwendig.

Die freie Enthalpie ist unter anderem abhängig von der Konzentration der an der Reaktion beteiligten Stoffe. Im Verlauf der Reaktion nimmt die Triebkraft stetig ab, bis das chemische Gleichgewicht erreicht wird, mit ΔG = 0 (Kap. 3.2.2).

Lerntipp

Versuchen Sie, ein Gefühl für die Größen in der Gibbs-Helmholtz-Gleichung zu bekommen. Sie sollten sich auch deutlich machen, dass ΔG auch negativ sein kann, wenn ΔH positiv ist (d.h. die Reaktion endotherm ist) oder ΔS negativ ist (d.h. die Entropie abnimmt). Unterscheiden Sie also stets die freie Enthalpie von der Reaktionsenthalpie.

Freie Enthalpie bei Konzentrationsänderung

Enthalpie:Konzentrationsänderung

Die freie Enthalpie ist konzentrationsabhängig und ändert sich im Verlauf einer chemischen Reaktion. Für jede Reaktion lässt sich eine freie Standardenthalpie (auch: Gibbs' freie Standardenthalpie oder -energie) ΔG0 angeben. ΔG0 wird bestimmt für ein Mol umzusetzender Substanz bei T = 25 °C (298 K) und P = 1.013 hPa.

Bei einer Temperatur- und/oder Konzentrationsänderung kann die Triebkraft der Reaktion ΔG aus der freien Standardenergie ΔG0 berechnet werden:

mit der Gleichgewichtskonstanten K der Reaktion,

(Kap. 3.2.2), und der universellen Gaskonstanten R, R = 8,31 J · mol−1 · K−1.

Der Übergang zum dekadischen Logarithmus liefert die Form:

Im Gleichgewichtszustand wird ΔG = 0 und deshalb:

Es handelt sich hier um eine thermodynamische Ableitung des Massenwirkungsgesetzes. Die Gleichgewichtskonstante K kann aus der Gibbs-Helmholtz-Gleichung nach Messung der notwendigen thermodynamischen Größen bestimmt werden. Umgekehrt kann aber auch nach der experimentellen Bestimmung des Gleichgewichts einer Reaktion ihre freie Standardenergie berechnet werden.

Merke

Gibbs' freie Enthalpie unter Standardbedingungen:

  • ΔG0 < 0 → Reaktionsgleichgewicht auf Seiten der Produkte C und D.

  • ΔG0 > 0 → Reaktionsgleichgewicht auf Seiten der Edukte A und B.

Freie Enthalpie und elektromotorische Kraft

Enthalpie:elektromotorische KraftIn Redoxreaktionen wird der Stoffumsatz anhand der Übertragung von Elektronen beschrieben (Kap. 3.5.1.1). In einem Redoxpaar überwinden die Elektronen eine Potenzialdifferenz ΔE, die auch als Redoxpotenzial oder elektromotorische Kraft (EMK) bezeichnet wird.
Die freie Enthalpie einer Redoxreaktion beträgt (Kap. 3.5.2.2):
Darin ist z die Zahl der übertragenen Elektronen, die Faraday-Konstante F das Produkt aus Elementarladung e (e = 1,6 · 10−19 C) und Avogadro-Zahl NA (NA = 6,022 · 1023 mol–1), F = e · NA = 96.485 C · mol–1, und ΔE die Potenzialdifferenz.
In Kap. 3.5.3.1 wurde bereits auf diesem Weg die in der Atmungskette durch die Knallgasreaktion freigesetzte Energie berechnet.
Für die bekanntesten Redoxpaare sind die Normalpotenziale in der Spannungsreihe (Abb. 3.7) angegeben. Aus diesen Standardwerten lassen sich die Redoxpotenziale unter Nicht-Standardbedingungen errechnen (Kap. 3.5.2.3).

Merke

Die Triebkraft Reaktion:Triebkraft <0394>GΔG einer Reaktion lässt sich bestimmen aus:

  • der Gibbs-Helmholtz-Gleichung,

  • der Gleichgewichtskonstante K der Reaktion,

  • dem Redoxpotenzial ΔE.

Reaktionsgeschwindigkeit und Reaktionsordnung

Reaktionsgeschwindigkeit

ReaktionsgeschwindigkeitAls Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion wird der Stoffumsatz pro Zeit definiert. In einer Reaktion A → B nimmt die Konzentration des Edukts A ab und die des Reaktionsprodukts B zu. Aus den Konzentrationsänderungen lässt sich die Reaktionsgeschwindigkeit v definieren als:

Merke

Das negative Vorzeichen in der Definition gibt an, dass die Konzentration des betrachteten Stoffs im Laufe der Reaktion abnimmt. Bei positivem Vorzeichen nimmt sie zu.

Reaktionsordnung

ReaktionsordnungDie Geschwindigkeit einer Reaktion ist von der Konzentration der beteiligten Stoffe abhängig. Je nach der Art der Abhängigkeit nimmt der Geschwindigkeits-Zeit-Verlauf verschiedene typische Formen an, die als Reaktionsordnungen bezeichnet werden. Es werden Reaktionen 0., 1. und 2. Ordnung unterschieden.

Allgemein lässt sich die Abhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit v von der Konzentration c der beteiligten Stoffe mathematisch beschreiben als:

Dabei wird der Koeffizient k als die Geschwindigkeitskonstante der Reaktion bezeichnet. Der Exponent a gibt die Reaktionsordnung an.

Reaktionen 0. Ordnung
Reaktion:0. OrdnungIn einer Reaktion 0. Ordnung ist die Reaktionsgeschwindigkeit konstant:
v=k
Ein Beispiel für eine Reaktion 0. Ordnung wäre eine enzymkatalysierte Stoffumwandlung A → B, wobei das Substrat A in so hohem Überschuss vorhanden ist, dass die Moleküle des Enzyms nicht um die Bindung zum Substrat konkurrieren müssen.
Die Enzyme binden an das Substrat, wandeln es um und werden wieder freigesetzt. Danach binden sie erneut an Moleküle des Substrats und die Reaktion läuft weiter. Pro Zeiteinheit wird jeweils die gleiche Substratmenge umgesetzt. Die Reaktionsgeschwindigkeit ist eine Konstante, die hier von der Enzymkonzentration und der Bindungsdauer zum Substrat abhängt.
Von einer Reaktion pseudo-0. Ordnung Reaktion:p∗seudo-0. Ordnung∗wird gesprochen, wenn von der Art der Reaktion her eine andere Reaktionsordnung vorliegen müsste, die Kinetik sich aber trotzdem wie bei einer Reaktion 0. Ordnung verhält.

Eine spontane Umwandlung A → B wäre eine Reaktion 1. Ordnung. Die Geschwindigkeit ist proportional zur Konzentration A. Wenn sich aber in einem offenen System ein Fließgleichgewicht einstellt, bleibt die Konzentration von A konstant, d.h., es wird von außen genauso viel von der Substanz A zugeführt, wie in der Reaktion verbraucht wird. Die Umwandlung A → B läuft dann wie bei einer Reaktion 0. Ordnung mit konstanter Geschwindigkeit ab.

Lerntipp

Machen Sie sich klar, dass im Gegensatz zu Reaktionen 0. Ordnung bei Reaktionen höherer Ordnung die Geschwindigkeit der Hin- und Rückreaktion gleich sind, da sich die Konzentrationen der Edukte und Produkte im dynamischen Gleichgewicht nicht mehr ändern. Beachten Sie, dass deshalb die Gesamtreaktionsgeschwindigkeit gleich 0 wird.

Reaktionen 1. Ordnung
Reaktion:1. OrdnungIn einer Reaktion 1. Ordnung ist die Reaktionsgeschwindigkeit proportional zur Konzentration eines Stoffs. In einer spontanen Umwandlung eines Stoffs A → B wird ein bestimmter Anteil der jeweils vorhandenen Substanzmenge A umgesetzt:
Hier liegt eine Differenzialgleichung vor, mit der Lösung:
ist die Anfangskonzentration des Stoffs A beim Beginn der Reaktion zum Zeitpunkt t = 0. Die Konzentration von A nimmt exponentiell mit der Zeit ab. Den gleichen zeitlichen Verlauf zeigt die Reaktionsgeschwindigkeit:

Die Anfangsgeschwindigkeit v0 ist abhängig von der für jede Reaktion typischen Geschwindigkeitskonstanten k und der Anfangskonzentration des Edukts.

Die Ordnung einer unbekannten Reaktion lässt sich bestimmen, indem die Konzentrationsänderungen gemessen und in einem Diagramm gegen die Zeit aufgetragen werden. In halblogarithmischer Darstellung ergibt sich für eine Reaktion 1. Ordnung eine Gerade, aus der die Reaktionskonstante k bestimmt werden kann.
Eine Reaktion pseudo-1. Ordnung Reaktion:p∗seudo-1. Ordnung∗ist eine Reaktion 2. Ordnung, bei der eine der Ausgangskomponenten in so großem Überschuss vorhanden ist, dass nur die Konzentration der anderen Komponente geschwindigkeitsbestimmend wird. Der Geschwindigkeitsverlauf verhält sich dann wie bei einer Reaktion 1. Ordnung.
Reaktionen 2. Ordnung
Reaktion:2. OrdnungIn einer Reaktion 2. Ordnung hängt der Stoffumsatz von der Konzentration zweier Ausgangsstoffe ab. Typisches Beispiel ist die Verbindung zweier Edukte A und B zu einem Produkt P:
A+BP
Die Reaktionsgeschwindigkeit ist hier:
mit k = kA · kB und c2 = cA · cB.
Auf eine weitergehende Betrachtung der Differenzialgleichung für Reaktionen 2. Ordnung soll hier verzichtet werden. Im Konzentrations-Zeit-Diagramm lassen sich Reaktionen 2. Ordnung daran identifizieren, dass ihr Graf auch in halblogarithmischer Darstellung keine Gerade ergibt.

Geschwindigkeitsbestimmender Teilschritt

Reaktion:Geschwindigkeitsbestimmender TeilschrittEine Reaktion kann über mehrere Zwischenschritte ablaufen. So kann die Verbindung von A und B zum Produkt P zunächst über die Bildung eines angeregten Zwischenzustands A# verlaufen. Erst das Zwischenprodukt A# reagiert dann weiter mit der Komponente B zum endgültigen Produkt:
A+BA#+BP
Ein anderes Beispiel für eine Folge mehrerer Reaktionsschritte sind gekoppelte Reaktionen (Kap. 3.2.4). Hier sind die Produkte der ersten Teilreaktion die Edukte einer nachfolgenden zweiten Reaktion:
1. Teilschritt:A + B → C + D
2. Teilschritt:C + D → E + F
Gesamtreaktion:A + B → E + F

In einer Folge mehrerer Reaktionsschritte ist stets der langsamste Schritt der geschwindigkeitsbestimmende Teilschritt. Dieser Teilschritt prägt entscheidend die Kinetik der Gesamtreaktion.

Im ersten der genannten Beispiele liegen zwei Edukte vor. Es handelt sich deshalb um eine Reaktion 2. Ordnung. Erfolgt die Bildung bzw. die Weiterreaktion des Zwischenprodukts A# nur langsam, liegt hier der geschwindigkeitsbestimmende Teilschritt. Der Reaktionsumsatz wird dann nur durch die Konzentration von A# limitiert. Es liegt eine Reaktion pseudo-1. Ordnung vor.

Beispiel

  • Ein Beispiel für eine Reaktion mit einem Zwischenprodukt ist die Oxidation eines primären Alkohols zur Carbonsäure. Als Zwischenprodukt entsteht zunächst ein Aldehyd, der praktisch sofort weiter oxidiert wird (Kap. 2.4.2.6).

  • Ein biochemisches Beispiel für eine gekoppelte Reaktion ist die Glykolyse, eine Abfolge von 10 enzymgesteuerten Reaktionen. In dieser Kette ist die Umwandlung von Glucose zu Pyruvat der langsamste und damit die Geschwindigkeit der Gesamtreaktion bestimmende Schritt.

Energieprofil

DieEnergieprofil Energieverhältnisse einer chemischen Reaktion lassen sich grafisch in Form von Energieprofilen verdeutlichen. Abb. 9.1 zeigt das Energieprofil einer Gleichgewichtsreaktion. Auf der Ordinate ist die Enthalpie G aufgetragen. Eine absolute Skalierung ist meist nicht notwendig, da die Energiedifferenzen von Interesse sind. Gibbs' freie Enthalpie ΔG ist die Energiedifferenz zwischen den Edukten und den Produkten. Die Abszisse bildet die Reaktionskoordinate, hier ist der Stoffumsatz angegeben.

Abb. 9.1 zeigt eine exergone Reaktion. Die Ausgangsstoffe A und B sind energiereicher als die Produkte C und D. Es wird die Energie ΔG0 frei.

Die Edukte werden im gezeigten Beispiel aber nicht vollständig umgesetzt. Es stellt sich zwischen Hin- und Rückreaktion ein Gleichgewicht ein; es liegt bei etwa 70 % Stoffumsatz. Mit diesem Gleichgewicht wird der energetisch günstigste Zustand erreicht. Im Gleichgewicht wird die Triebkraft der Reaktion ΔG = 0.

Oft sollen lediglich die Energieunterschiede ausgewählter Zustände, wie Anfang, Ende und ggf. Zwischenzustände einer Reaktion, dargestellt werden. Der Reaktionsumsatz wird dabei nicht quantifiziert. Hier kann der Graf des Energieprofils weiter schematisiert werden, indem auf eine Skalierung der Reaktionskoordinate verzichtet wird (Abb. 9.2).

Exergone Reaktionen starten häufig nicht spontan. Die innere Energie der Reaktionsprodukte ist zwar geringer als die der Ausgangsstoffe, die Reaktion verläuft aber über einen angeregten Übergangszustand Z#. Um diesen zu erreichen, muss die Aktivierungsenthalpie ΔG#Aktivierungsenthalpie <0394>G aufgebracht werden (Abb. 9.2).

Beispiel

Ein Beispiel ist die Knallgasreaktion. Ein Gemisch aus gasförmigen Wasserstoff und Sauerstoff reagiert zunächst nicht. Schon der kleinste Funkte reicht aber aus, die Aktivierungsenthalpie zur Verfügung zu stellen und die Reaktion explosionsartig in Gang zu setzen.

Merke

Die Geschwindigkeit einer Reaktion hängt ab von:

  • der freien Enthalpie ΔG,

  • der Aktivierungsenthalpie ΔG#.

Eine Reaktion verläuft umso schneller, je größer ΔG und je kleiner ΔG# ist.

Parallelreaktionen

Reaktion:parallelParallelreaktionenEine Parallelreaktion liegt vor, wenn ein Edukt A in das Produkt B oder in einer anderen Reaktion in das Produkt C umgewandelt werden kann.
Beide Reaktionen laufen nebeneinander und voneinander unabhängig ab:
AB
AC
Im Allgemeinen unterscheiden sich die Energieprofile beider Reaktionen (Abb. 9.2). Es entsteht bevorzugt das Reaktionsprodukt, zu dessen Bildung die geringere Aktivierungsenthalpie erforderlich ist.
Es ist dabei möglich, dass sich unter mehreren möglichen Produkten bevorzugt die energiereicheren und damit instabileren Produkte bilden. Allein vor dem Hintergrund der Thermodynamik ist dieses Verhalten nicht erklärbar. Hier würde immer das energieärmste, d. h. stabilste Produkt erwartet.
Aufschluss gibt hier erst die Reaktionskinetik. Wenn eine geringere Aktivierungsenthalpie für ein Produkt erforderlich ist, entsteht es schneller als die anderen Alternativen. Man spricht in diesem Fall von einer kinetisch kontrollierten Reaktion:k∗inetisch-kontrolliert∗oder geschwindigkeitskontrollierten Reaktion.

Katalyse

Ein Katalysator ist ein Stoff, der eine chemische Reaktion beschleunigt, selbst durch die Teilnahme an der Reaktion aber nicht verändert wird.

Der Katalysator geht mit seinem Substrat, einem Edukt der Reaktion, eine Verbindung ein. Es entsteht ein aktiviertes Zwischenprodukt, das dann weiter reagiert. Dabei wird der Katalysator wieder freigesetzt.
Ein Vergleich der Energieprofile einer chemischen Reaktion mit und ohne Beteiligung eines Katalysators (Abb. 9.3) zeigt, dass der Katalysator die Aktivierungsenthalpie einer Reaktion verringert. Damit erhöht sich die Reaktionsgeschwindigkeit.KatalysatorKatalyse

Der Katalysator hat keinen Einfluss auf den Energieunterschied zwischen Edukten und Produkten. Die freie Enthalpie bleibt unverändert. Ein Katalysator kann deshalb niemals einen endergonen in einen exergonen Vorgang verwandeln. Auch die Lage des chemischen Gleichgewichts

verändert sich nicht. Es verkürzt sich lediglich die Zeit bis zum Erreichen des Gleichgewichts.

Beispiele für katalysierte Reaktionen wurden in den vorangegangenen Kapiteln bereits mehrfach angesprochen. Die Esterbildung wird durch Protonen katalysiert (Kap. 3.9.3.1), ebenso die saure Hydrolyse.

Die meisten biochemischen Reaktionen würden bei Körpertemperatur und physiologischem pH ohne die Hilfe von Katalysatoren nicht ablaufen. Enzyme sind biologische Katalysatoren.

Merke

Ein Katalysator

  • wird in der Reaktion nicht verändert,

  • senkt die Aktivierungsenthalpie,

  • erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit,

  • hat keinen Einfluss auf freie Enthalpie und Lage des Reaktionsgleichgewichts.

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