Katalysatoren — Chemie, 14–17
Ein Katalysator ermöglicht einer Reaktion einen alternativen Weg mit niedrigerer Aktivierungsenergie. Dadurch läuft sie schneller ab, ohne dass der Katalysator verbraucht wird; die Gleichgewichtslage verändert er nicht.
Ein Umweg über einen Energieberg
Reagierende Teilchen müssen meist zuerst eine Energiebarriere überwinden, bevor Produkte entstehen. Ein Katalysator bietet einen anderen Reaktionsweg mit einer niedrigeren Barriere. Bei derselben Temperatur können mehr Teilchen sie überwinden, deshalb läuft die Reaktion schneller.
Warum brauchte man Katalysatoren?
Viele nützliche Reaktionen sind möglich, laufen bei einer praktikablen Temperatur aber viel zu langsam ab. Die Industrie musste Ammoniak, Brennstoffe und Kunststoffe schnell herstellen, ohne alles auf gefährliche Temperaturen zu erhitzen. Katalysatoren lösen das Problem durch einen anderen Weg, nicht durch zusätzliche Reaktionsenergie.
Mangandioxid und Wasserstoffperoxid
Wasserstoffperoxid zerfällt langsam: 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂. Gib eine kleine Menge Mangandioxid, MnO₂, hinzu, und Sauerstoffblasen entstehen viel schneller. Filtere das Gemisch: Das MnO₂ bleibt zurück. Es hat die Reaktion unterstützt, wurde insgesamt aber nicht verbraucht.
Schneller bedeutet nicht mehr
Weil ein Katalysator schneller mehr Produkt entstehen lässt, scheint es naheliegend, dass er die Endmenge erhöht. Er erzeugt aber keine zusätzlichen Teilchen und verändert den Energieunterschied zwischen Edukten und Produkten nicht. Bei einer umkehrbaren Reaktion beschleunigt er beide Richtungen: Das Gleichgewicht wird früher erreicht, bleibt aber gleich.
Katalysatoren im Autoabgas
Ein Katalysator im Auto enthält Metalle, die Kohlenstoffmonoxid und unverbrannte Kohlenwasserstoffe in weniger schädliche Stoffe umwandeln helfen. Außerdem unterstützt er die Umwandlung von Stickoxiden in Stickstoff. Die Metalle sind kein Treibstoff und sollen nicht verbraucht werden; sie bieten Reaktionsflächen.
Weiter erkunden
Andere Sprachen
MyLeoNes™ wird geladen…