Katalyse

Als Katalyse (griechisch κατάλυσις, katálysis – die Auflösung, Abschaffung, Aufhebung) wird die Veränderung der Reaktionsgeschwindigkeit einer chemischen Reaktion durch Beteiligung eines Katalysators bezeichnet. Der Katalysator geht unverändert aus der Gesamtreaktion wieder hervor und kann somit mehrere Katalysezyklen durchlaufen, während der Substrat genannte Ausgangsstoff abgebaut und das Produkt aufgebaut wird. Der Begriff „Katalyse“ wurde 1835 von Jöns Jakob Berzelius in Analogie zu „Analyse“ gewählt.^[1]

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Energetische Grundlagen der Katalyse

Katalysatoren erhöhen die Reaktionsgeschwindigkeit von chemischen Reaktionen um mehrere Größenordnungen. Es ist allerdings nicht möglich, Reaktionen durchzuführen, die thermodynamisch verboten sind in der Hinsicht, dass die Gesamtenergie der Produkte höher liegt als die der Ausgangsstoffe. Wie bei jeder spontan ablaufenden Reaktion muss die freie Reaktionsenthalpie (ΔG) negativ sein. Das chemische Gleichgewicht wird durch einen Katalysator nicht verändert, wohl aber die Geschwindigkeit, mit der es sich einstellt. Die katalytische Wirksamkeit beruht einzig auf der Fähigkeit, die Aktivierungsenergie einer chemischen Reaktion zu senken. Die Aktivierungsenergie ist der Energiebetrag, der zunächst überwunden werden muss, um die Reaktion in Gang zu setzen. Während der Reaktion wird das Substrat zunehmend verändert, es nimmt einen energetisch ungünstigen Übergangszustand ein. Die Aktivierungsenergie ist nun der Energiebetrag, der benötigt wird, um das Substrat in den Übergangszustand zu zwingen. Hier setzt die Wirkung des Katalysators an: Durch Wechselwirkung mit dem Übergangszustand stabilisiert es diesen, so dass weniger Energie benötigt wird, um das Substrat in den Übergangszustand zu bringen. Das Substrat kann daher wesentlich schneller in das Reaktionsprodukt umgewandelt werden, da ihm gewissermaßen „ein Weg geebnet“ wird.

Katalysator

Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Reaktionsgeschwindigkeit einer chemischen Reaktion verändert, ohne dabei verbraucht zu werden. Der Katalysator beschleunigt (oder verlangsamt) eine Reaktion bzw. setzt die notwendige Aktivierungsenergie herab (oder herauf), so dass eine Reaktion z. B. bei niedrigeren (oder höheren) Temperaturen stattfindet. In der Industrie finden hauptsächlich beschleunigende Katalysatoren Verwendung. Viele Reaktionen sind überhaupt erst durch einen Katalysator möglich, weil ohne Katalysator die Reaktion extrem langsam ablaufen würde (z. B. in einigen Millionen Jahren) oder weil bei der zur Reaktion ohne Katalysator notwendigen Temperatur das thermodynamische Gleichgewicht auf der Seite der Ausgangsstoffe liegt.

Allgemeines Beispiel

Eine einfache chemische Reaktion A + B → AB kann z. B. folgendermaßen durch einen Katalysator K beeinflusst werden.

A + K → AK
AK + B → AB + K

Hiermit ist auch erklärt, dass entgegen der Vermutung aus der Frühgeschichte der Chemie nicht nur die Anwesenheit eines Katalysators die Reaktion beeinflusst, sondern der Katalysator tatsächlich an der Reaktion beteiligt ist, auch wenn er hinterher unverändert vorliegt.

Einteilung

Es wird grundlegend zwischen heterogener Katalyse und homogener Katalyse unterschieden. Eine Sonderform stellt die Phasentransferkatalyse dar. Teilweise wird auch die Biokatalyse als Sonderform betrachtet.

Als heterogene Katalyse werden die Reaktionen bezeichnet, bei denen sich der Katalysator und die Ausgangsstoffe der Reaktion in unterschiedlichen Phasen befinden (z. B. wenn in Erdölraffinerien das aufgeheizte Erdöl im Gaszustand mit festen Katalysatoren, sog. Kontakten, reagiert oder wenn im Fahrzeugkatalysator die gasförmigen Verbrennungsprodukte an einem Feststoff zu weniger giftigen Abgasen reagieren).

Bei der homogenen Katalyse befinden sich sowohl die Ausgangsstoffe als auch der Katalysator in der gleichen Phase. Vielfach handelt es sich dabei um Reaktionen mit flüssigen Ausgangsstoffen, bei denen z. B. eine katalytisch wirkende Säure als Flüssigkeit hinzugegeben wird. Auch die Olefinmetathese wird durch homogene Übergangsmetallkatalysatoren katalysiert.

Mechanismen in der heterogenen Katalyse

Bei monomolekularen Reaktionen zerfällt z. B. einfach das Edukt an der Katalysatoroberfläche. Bei bimolekularen Reaktionen sind drei Mechanismen denkbar:

1. Langmuir-Hinshelwood-Mechanismus

Beim Langmuir-Hinshelwood-Mechanismus werden zunächst beide Edukte A und B aus der Gasphase auf der Katalysatoroberfläche adsorbiert:

Ag → Aads
Bg → Bads

Anschließend reagieren die adsorbierten Edukte auf der Katalysatoroberfläche zu Produkt C ab:

Aads + Bads → Cads

Im letzten Schritt desorbiert Produkt C:

Cads → Cg

2. Eley-Rideal-Mechanismus

Beim Eley-Rideal-Mechanismus adsorbiert zunächst Edukt A auf der Katalysatoroberfläche:

Ag → Aads

Anschließend reagiert das adsorbierten Edukt mit einem weiteren Edukt B aus der Gasphase zum Produkt C:

Aads + Bg → Cads

Im letzten Schritt desorbiert Produkt C:

Cads → Cg

3. Mars-van-Krevelen-Mechanismus

Edukt A wird zunächst aus der Gasphase auf der Katalysatoroberfläche adsorbiert:

Ag → Aads

Anschließend folgt die Oxidation von Edukt A mit vorhandenem Gittersauerstoff:

Aads + Osurf → AOads

Produkt AO desorbiert und es entsteht eine Sauerstoffleerstelle im Kristallgitter:

AOads → AOg + Leerstelle

Nach der Desorption werden durch Adsorption von Sauerstoff die Leerstellen wieder aufgefüllt:

O2,g → 2 Oads → 2 Osurf

Biokatalyse

Stoffwechselvorgänge in Lebewesen werden durch Enzyme katalysiert. Diese Reaktionen zeichnen sich allgemein durch äußerst hohe Effizienz und Selektivität aus und laufen bei milden Temperaturen und in wässrigem Milieu ab. Reaktive Spezies, die mit Wasser reagieren würden, werden durch hydrophobe „Taschen“ abgeschirmt. Viele Biokatalysatoren sind Proteine oder enthalten Proteinbestandteile.

Phasentransferkatalyse

Vermittelt ein Katalysator den Kontakt zweier Reaktanden, die in unterschiedlichen Phasen (meist wässrige und organische Phase) vorliegen, so spricht man von Phasentransferkatalyse. Der Katalysator einer solchen Reaktion ermöglicht den Durchtritt der Reaktanden durch die Phasengrenze.

Beispielsweise ermöglichen Kronenether die Lösung von Alkalimetallionen in organischen Lösungsmitteln; quartäre Ammoniumverbindungen mit lipophilen Alkylresten verbessern die Löslichkeit unpolarer Moleküle in Wasser.

Einige typische Beispiele für Katalyse-Vorgänge

• die katalytische Aufspaltung (Cracken) von Erdöl zu Benzinprodukten in Erdölraffinerien.
• die Reduktion von Stickoxiden aus den Motorabgasen im Platin – Katalysator von Kraftfahrzeugen
• die Ammoniaksynthese
• die Oxidation von Wasserstoff und Sauerstoff zu Wasser in Brennstoffzellen
• die Verbrennung von Zucker mit Hilfe von Zigarettenasche (ein beliebter Zaubertrick)
• Nahezu alle biochemischen Vorgänge werden durch Enzyme katalysiert.

Einzelnachweise

1. ↑ G. Ertl, T. Gloyna, Z. Phys. Chem. 2003, 217(10), 1207–1219.

Literatur

Ältere Literatur

• Walther Gerlach: Julius Robert Mayer. Die Chemie (Angewandte Chemie, neue Folge) 55(49/50), S. 369 – 375 (1942), ISSN 1521-3757
• A. Mittasch: Wesentliches und Abseitiges zur Geschichte der „katalytischen Kraft“. Die Chemie (Angewandte Chemie, neue Folge) 55(49/50), S. 375 – 376 (1942), ISSN 1521-3757

Aktuelle Literatur

• P. Kripylo, K.-P. Wendlandt, F. Vogt:. Heterogene Katalyse in der chemischen Technik. Deutscher Verlag fur Grundstoffindustrie GmbH, Leipzig, 1993

Siehe auch

• Katalysator
• Autokatalyse
• homogene Katalyse
• heterogene Katalyse
• Katalysatorgift
• Biokatalysator
• Photokatalyse
• enantioselektive Katalyse