Katalysator erklärt: Definition, Funktion und Anwendungen

Was ist ein Katalysator?

Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflusst, indem er die Aktivierungsenergie verändert. Dies ermöglicht der Reaktion, schneller oder langsamer abzulaufen. Dabei wird der Katalysator selbst nicht verbraucht, weshalb er nach der Reaktion wiederholt genutzt werden kann.

Er beschleunigt die Hin- und Rückreaktion gleichermaßen, was die Kinetik der Reaktion verändert, jedoch keinen Einfluss auf das Gleichgewicht der Reaktion (die Thermodynamik) hat. Je nach Phase, in der der Katalysator vorliegt, unterscheidet man homogene (gleiche Phase) und heterogene (unterschiedliche Phasen) Katalysatoren. In biochemischen Prozessen übernehmen Enzyme diese katalytische Funktion.

Geschichte von Katalysatoren

Die Verwendung katalytischer Prozesse reicht weit in die Geschichte zurück. Schon vor über 5000 Jahren setzten die Assyrer Katalysatoren bei der Gärung von Alkohol ein. Die gezielte wissenschaftliche Erforschung begann jedoch erst im 19. Jahrhundert.

1835 erkannte der schwedische Chemiker Jöns Jakob Berzelius, dass manche chemische Reaktionen nur dann stattfinden, wenn ein bestimmter Stoff zugegen ist, der sich selbst dabei jedoch nicht verändert. Diese Beobachtung führte ihn zur Definition von Katalysatoren, welche die Reaktion durch ihre Anwesenheit fördern, ohne dabei Energie oder Stoff abzugeben.

Ein vertieftes Verständnis der Katalyse und ihrer thermodynamischen Grundlagen wurde Ende des 19. Jahrhunderts entwickelt. Anfang des 20. Jahrhunderts formulierte Wilhelm Ostwald eine präzisere Definition:

“Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöht, ohne selbst dabei verbraucht zu werden und ohne die Lage des thermodynamischen Gleichgewichts zu verändern.”

Für seine Forschung zur Katalyse wurde Ostwald später mit dem Nobelpreis für Chemie ausgezeichnet.

Negativer Katalysator

Ein negativer Katalysator, oft auch als Inhibitor bezeichnet, ist ein Katalysator, der die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion senkt, indem er die Aktivierungsenergie erhöht. In der chemischen Industrie sowie im Explosionsschutz spielen negative Katalysatoren eine wichtige Rolle, da sie extrem schnelle, unkontrollierte Reaktionen, wie etwa explosionsartige Prozesse, regulieren können. So ermöglichen sie eine sichere und kontrollierte Reaktion, die dann gezielt genutzt werden kann. Negative Katalysatoren können auch verhindern, dass unerwünschte Nebenprodukte entstehen, und sorgen dafür, dass die Reaktion stabiler und gezielter abläuft.

Beispiel: Ein Beispiel für einen negativen Katalysator ist Phosphorsäure H₃PO₄ bei der Zersetzung von Wasserstoffperoxid H₂O₂. Normalerweise zersetzt sich H₂O₂ spontan zu Wasser und Sauerstoff:

2 H₂O₂ → 2 H₂O + O₂

Diese Reaktion kann durch positive Katalysatoren wie Mangan(IV)-oxid (MnO₂) stark beschleunigt werden. Allerdings verlangsamt Phosphorsäure die Zersetzung von H₂O₂, indem sie die Reaktivität der Zwischenprodukte reduziert. Dadurch wirkt sie als negativer Katalysator und stabilisiert H₂O₂, indem sie dessen spontanen Zerfall hemmt.

Wirkungsweise eines Katalysators

Ein Katalysator wirkt, indem er die Aktivierungsenergie einer chemischen Reaktion verringert. Dies geschieht durch Änderung des Reaktionsmechanismus: Statt einer direkten Reaktion zwischen den Edukten (z. B. A und B), durchläuft die Reaktion Zwischenschritte, bei denen der Katalysator beteiligt ist. Dabei wird der Katalysator zunächst an ein Edukt gebunden und bildet einen Übergangszustand, der eine niedrigere Aktivierungsenergie aufweist als der direkte Weg ohne Katalysator.

Ein einfaches Beispiel zeigt den katalytischen Mechanismus:

1. Der Katalysator K reagiert mit dem Edukt A, wodurch ein instabiles Zwischenprodukt KA entsteht.
2. Dieses Zwischenprodukt reagiert mit dem zweiten Edukt B, wodurch das gewünschte Produkt AB und der Katalysator K regeneriert werden:
   K + A → KA
   KA + B → K + AB

Durch diesen Mechanismus wird der Katalysator selbst nach der Reaktion wieder in seiner ursprünglichen Form vorgefunden und kann erneut eingesetzt werden. Da der Katalysator nur die Aktivierungsenergie senkt, ohne die Gesamtenergie der Reaktion zu beeinflussen, bleibt die Reaktionsenthalpie unverändert.

Bei Gleichgewichtsreaktionen beeinflusst ein Katalysator sowohl die Hin- als auch die Rückreaktion gleichermaßen. Dadurch erreicht die Reaktion das Gleichgewicht schneller, ohne die Lage des Gleichgewichts zu verändern.

Selektivität von Katalysatoren

Die Selektivität eines Katalysators beschreibt seine Fähigkeit, gezielt eine bestimmte Reaktion zu fördern, während unerwünschte Nebenreaktionen weitgehend unterdrückt werden. Dies ist entscheidend, wenn mehrere mögliche Reaktionen auftreten können, die verschiedene Produkte bilden würden. Ein hochselektiver Katalysator steuert die Reaktion in Richtung des gewünschten Produkts und minimiert gleichzeitig die Bildung von Nebenprodukten. Durch die Wahl eines spezifischen Katalysators lässt sich somit die Reinheit des Produkts steigern, was für chemische Prozesse von großer Bedeutung ist.

Die Selektivität kann von verschiedenen Faktoren abhängen, wie der Beschaffenheit der aktiven Zentren des Katalysators und der spezifischen Reaktivität der Edukte. Zum Beispiel wird in der chemischen Industrie oft Platin als Katalysator verwendet, da es selektiv bestimmte Reaktionen aktiviert und dabei unerwünschte Nebenreaktionen vermeidet.

Energiediagramm eines Katalysators

Ein Energiediagramm illustriert die Energieverläufe einer katalysierten und einer nicht-katalysierten Reaktion. In einem typischen Energiediagramm wird die Energie auf der vertikalen Achse und der Reaktionsverlauf auf der horizontalen Achse dargestellt.

• Die schwarze Kurve zeigt die nicht-katalysierte Reaktion mit einer höheren Aktivierungsenergie. Diese Energiebarriere muss überwunden werden, damit die Reaktanten in den Übergangszustand übergehen und zum Produkt reagieren.
• Die rote Kurve (katalysierte Reaktion) weist eine niedrigere Aktivierungsenergie auf. Der Katalysator ermöglicht die Bildung eines stabileren Übergangszustands und eines Zwischenprodukts, was den Reaktionsweg „energetisch günstiger“ macht.

Ein Beispiel:

1. In der nicht-katalysierten Reaktion A + B → AB wird eine hohe Aktivierungsenergie benötigt.
2. In der katalysierten Reaktion bildet sich zunächst ein Zwischenprodukt KA mit einer niedrigeren Aktivierungsenergie. Über einen weiteren Übergangszustand entsteht schließlich das Endprodukt AB, wobei der Katalysator K unverändert zurückgewonnen wird.

Durch das Energiediagramm wird klar, dass die Anwesenheit eines Katalysators den Reaktionsverlauf verändert und die Geschwindigkeit der Reaktion erhöht, ohne die Gesamtenergie (Enthalpie) der Reaktion zu beeinflussen.

Bedeutung von Katalysatoren

Katalysatoren sind essenziell für industrielle Prozesse und chemische Verfahren, da sie die Aktivierungsenergie für chemische Reaktionen herabsetzen. Ohne Katalysatoren würden viele Reaktionen, die für industrielle Zwecke notwendig sind, sehr langsam oder überhaupt nicht ablaufen. Schätzungen zufolge wird in über 80 % der industriellen chemischen Prozesse eine katalytische Stufe benötigt, was ihre immense Bedeutung für die moderne Chemietechnik und verfahrenstechnische Anlagen unterstreicht.

Bedeutung für verfahrenstechnische Anlagen

1. Effizienzsteigerung: Katalysatoren erhöhen die Effizienz chemischer Prozesse, da sie Reaktionen schneller und oft bei niedrigeren Temperaturen ablaufen lassen. Dadurch können verfahrenstechnische Anlagen optimiert werden, was Energie und Ressourcen spart und die Produktivität steigert.
2. Kontrollierte Produktbildung: In vielen Reaktionen können unterschiedliche Produkte entstehen. Ein Katalysator wird gezielt so gewählt, dass nur die gewünschte Reaktion gefördert wird, was die Bildung unerwünschter Nebenprodukte minimiert. Diese Selektivität ist besonders wichtig in der Herstellung hochwertiger Produkte, da sie Verunreinigungen verringert und die Reinheit des Endprodukts erhöht.
3. Energieeinsparung: Die Reduktion der Aktivierungsenergie durch Katalysatoren trägt dazu bei, dass viele Prozesse bei niedrigeren Temperaturen ablaufen können. Dies bedeutet eine erhebliche Energieeinsparung, was nicht nur die Produktionskosten senkt, sondern auch die Umwelt entlastet.
4. Umweltschutz und Abgasreduktion: Katalysatoren sind entscheidend für die Abgasnachbehandlung, sowohl in industriellen Anlagen als auch in der Automobiltechnik. Sie ermöglichen die Umwandlung schädlicher Substanzen in weniger gefährliche Produkte. So tragen katalytische Verfahren beispielsweise zur Reduktion von Kohlenstoffmonoxid und unverbrannten Kohlenwasserstoffen bei und wandeln diese in weniger schädliche Verbindungen wie Kohlendioxid und Wasser um.

Anwendungsbeispiele katalytischer Verfahren

Ammoniaksynthese (Haber-Bosch-Verfahren)

In der industriellen Ammoniaksynthese, bekannt als Haber-Bosch-Verfahren, wird Ammoniak (NH₃) aus Stickstoff (N₂) und Wasserstoff (H₂) synthetisiert. Das Verfahren benötigt hohe Temperaturen (450–500 °C) und Drücke (25–40 MPa) sowie α-Eisen/Al₂O₃ als Katalysator. Dieser Prozess findet in einem Festbettreaktor statt. Das gewonnene Ammoniak ist ein zentraler Ausgangsstoff zur Herstellung von Düngemitteln und anderen chemischen Produkten.

Methanolsynthese

In der Methanolproduktion wird ein Gemisch aus Kohlenmonoxid (CO) und Wasserstoff (H₂) unter Druck (6 MPa) und bei Temperaturen zwischen 210 und 280 °C in einem Festbettreaktor über Katalysatoren wie CuO/Cr₂O₃, ZnO/Cr₂O₃ oder CuO/ZnO zur Reaktion gebracht. Methanol dient als wichtiger Grundstoff für die chemische Industrie und findet Verwendung in Kunststoffen, Lösungsmitteln und Kraftstoffen.

Schwefelsäureherstellung (Kontaktverfahren)

Das Kontaktverfahren zur Herstellung von Schwefelsäure (H₂SO₄) verwendet Vanadiumpentoxid (V₂O₅) als Katalysator. Hier wird Schwefeldioxid (SO₂), das aus elementarem Schwefel oder anderen Schwefelverbindungen gewonnen wird, mit Sauerstoff zu Schwefeltrioxid (SO₃) umgesetzt. Die Reaktion läuft bei 400–500 °C im Festbettreaktor ab. Schwefelsäure ist ein unverzichtbarer Rohstoff in der chemischen Industrie, beispielsweise in der Düngemittelproduktion.

Salpetersäureherstellung (Ostwald-Verfahren)

Die industrielle Herstellung von Salpetersäure (HNO₃) erfolgt über das Ostwald-Verfahren, bei dem Ammoniak (NH₃) unter hohen Temperaturen (ca. 800 °C) und in Anwesenheit eines Platin-Rhodium-Katalysators zu Stickstoffmonoxid (NO) oxidiert wird. Nach weiteren Oxidations- und Absorptionsschritten entsteht Salpetersäure. Diese wird hauptsächlich in der Düngemittelproduktion eingesetzt.

Veresterung (Fischer-Veresterung)

Zur Veresterung, bei der Säuren und Alkohole zu Estern und Wasser reagieren, werden saure Katalysatoren wie p-Toluolsulfonsäure oder Schwefelsäure verwendet. Diese Protonendonatoren verschieben das chemische Gleichgewicht zugunsten der Esterbildung. Diese Reaktion findet Anwendung in der Herstellung von Duftstoffen, Kunststoffen und Lösungsmitteln.

Oxidation von Kohlenmonoxid mit Hopcalite

Hopcalite, eine Mischung aus verschiedenen Metalloxiden, wird als Katalysator zur Oxidation von Kohlenmonoxid (CO) zu Kohlendioxid (CO₂) bei Raumtemperatur verwendet. Dieser Katalysator findet in Atemschutzgeräten und Belüftungssystemen Anwendung, um CO in der Atemluft zu entfernen und die Luftqualität zu verbessern.

Dehydrierung von Ethanol

Raney-Nickel, Platin, Rhodium, Palladium und andere Katalysatoren wie Braunstein und Vanadiumpentoxid werden in der Dehydrierung von Ethanol eingesetzt. In diesem Prozess wird Ethanol (C₂H₅OH) zu Ethylen (C₂H₄) oder Acetaldehyd (CH₃CHO) umgesetzt. Solche Reaktionen finden Anwendung in der Petrochemie und in der Herstellung von Lösungsmitteln und Kunststoffen.

Fahrzeugkatalysator

Im Automobilbereich werden Katalysatoren zur Reduktion von Abgasemissionen genutzt. Diese Fahrzeugkatalysatoren, meist mit Platin, Rhodium und Palladium, wandeln schädliche Gase wie Kohlenmonoxid (CO), Stickoxide (NOₓ) und unverbrannte Kohlenwasserstoffe (HC) in weniger schädliche Substanzen wie CO₂, Stickstoff (N₂) und Wasser (H₂O) um. Dies ist entscheidend für den Umweltschutz und die Luftqualität.

Abbrandmodifikatoren in Raketenmotoren

Kupferchromit und Eisen(III)-oxid wirken als Katalysatoren in Raketenmotoren, um die Verbrennungsrate des Treibstoffs zu steuern. Diese Katalysatoren beeinflussen den Abbrand des Raketentreibstoffs und sorgen für eine kontrollierte Freisetzung der chemischen Energie, was die Effizienz und die Leistungsfähigkeit der Raketen verbessert.

Bonus: Beispielhaftes Experiment zum Verständnis von Katalysatoren

Ein einfaches Experiment mit sicherem Bezug zur chemischen Katalyse ist die Untersuchung der Wirkung von Mangan(IV)-oxid als Katalysator zur Zersetzung von Wasserstoffperoxid. Dieses Experiment ist geeignet, um die katalytische Beschleunigung einer chemischen Reaktion und ihre Sichtbarkeit zu veranschaulichen.

Durchführung

Für dieses Experiment benötigst Du:

• Eine kleine Menge Mangan(IV)-oxid (auch als Braunstein bekannt, erhältlich im Chemikalienhandel)
• 30%ige Wasserstoffperoxidlösung (erhältlich in Apotheken)
• Einen hitzebeständigen Becher oder ein Reagenzglas
• Ein Holzstäbchen oder Zahnstocher
• Schutzhandschuhe und Schutzbrille

Ablauf:

1. Setze Schutzhandschuhe und eine Schutzbrille auf, da Wasserstoffperoxid in hoher Konzentration reizend sein kann.
2. Gib eine kleine Menge (ca. ein halber Teelöffel) Mangan(IV)-oxid in den hitzebeständigen Becher oder das Reagenzglas.
3. Gieße vorsichtig etwas von der Wasserstoffperoxidlösung auf das Mangan(IV)-oxid, bis es leicht bedeckt ist.
4. Beobachte die Reaktion und halte das Holzstäbchen über den Becher.

Beobachtung

Unmittelbar nach dem Hinzufügen von Wasserstoffperoxid zum Mangan(IV)-oxid beginnt eine kräftige Blasenbildung im Reaktionsgefäß. Diese Bläschen bestehen aus Sauerstoffgas, das sich aufgrund der katalytischen Zersetzung des Wasserstoffperoxids bildet. Hältst Du das Holzstäbchen über die Öffnung des Bechers, kann es aufleuchten, wenn Sauerstoff aufsteigt, da Sauerstoff die Verbrennung unterstützt. Es ist auch eine spürbare Wärmeentwicklung zu beobachten, da die Reaktion exotherm verläuft.

Deutung

Mangan(IV)-oxid wirkt in diesem Experiment als Katalysator, indem es die Zersetzung von Wasserstoffperoxid in Wasser und Sauerstoff beschleunigt, ohne selbst verbraucht zu werden. Der Katalysator senkt die Aktivierungsenergie der Reaktion, was die Umsetzung bei Raumtemperatur ermöglicht. Sauerstoffgas (sichtbar als Bläschen) und Wärme sind Zeichen für die hohe Reaktionsgeschwindigkeit durch katalytische Beschleunigung.

Die Wärmeentwicklung und Blasenbildung veranschaulichen die Funktionsweise eines Katalysators anschaulich: Er wird nicht verbraucht, aber beschleunigt die Reaktion merklich, was für viele industrielle Prozesse, einschließlich der Verfahrenstechnik, entscheidend ist.

FAQ zum Thema Katalysator

Was ist ein Katalysator einfach erklärt?

Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöht, ohne dabei selbst verbraucht zu werden. Das bedeutet, dass er nach der Reaktion unverändert vorliegt. Katalysatoren helfen, Energie zu sparen, indem sie die sogenannte Aktivierungsenergie senken, also die Energiemenge, die benötigt wird, damit eine chemische Reaktion überhaupt startet.

Welche Aufgabe hat ein Katalysator?

Die Hauptaufgabe eines Katalysators ist es, eine chemische Reaktion zu beschleunigen. Indem er die Aktivierungsenergie senkt, wird die Reaktion erleichtert und kann bei niedrigeren Temperaturen und in kürzerer Zeit ablaufen. Katalysatoren sind in vielen industriellen Prozessen unverzichtbar, da sie Reaktionen effizienter und umweltfreundlicher machen können.

Wird ein Katalysator bei der Reaktion verändert?

Nein, ein Katalysator wird während einer chemischen Reaktion nicht verändert oder verbraucht. Er bleibt am Ende der Reaktion in seiner ursprünglichen Form erhalten, was ihn von anderen Reaktionsstoffen unterscheidet. Der Katalysator nimmt an der Reaktion teil, ohne sich dauerhaft zu verändern.

Welche Katalysator-Arten gibt es?

Es gibt drei Hauptarten von Katalysatoren:

1. Homogene Katalysatoren: Diese haben denselben Aggregatzustand wie die Reaktionsteilnehmer, z. B. sind alle Stoffe flüssig oder gasförmig.
2. Heterogene Katalysatoren: Hier ist der Katalysator in einem anderen Aggregatzustand als die Reaktionsteilnehmer, z. B. fest, während die übrigen Stoffe gasförmig oder flüssig sind.
3. Biokatalysatoren (Enzyme): Diese speziellen Katalysatoren kommen in lebenden Organismen vor und sind für die Steuerung und Beschleunigung biologischer Reaktionen verantwortlich. Sie bestehen meist aus Proteinen und ermöglichen Prozesse wie die Verdauung und den Energiestoffwechsel.

Welche Eigenschaften hat ein Katalysator?

Katalysatoren besitzen mehrere wichtige Eigenschaften:

• Sie verändern sich nicht während der chemischen Reaktion und sind nach dem Reaktionsende unverändert.
• Sie beschleunigen chemische Reaktionen, indem sie die Aktivierungsenergie senken.
• Katalysatoren wirken selektiv, das heißt, sie beschleunigen nur bestimmte Reaktionen und beeinflussen andere nicht.
• Es gibt eine Unterscheidung in homogene und heterogene Katalysatoren, abhängig vom Aggregatzustand im Vergleich zu den Reaktionspartnern.

Was macht ein Katalysator im Auto?

Ein Katalysator im Auto, auch Abgaskatalysator genannt, hilft, schädliche Abgase in weniger schädliche Substanzen umzuwandeln, bevor sie in die Atmosphäre gelangen. Er reduziert Schadstoffe wie Kohlenmonoxid, Stickoxide und unverbrannte Kohlenwasserstoffe, indem er chemische Reaktionen auslöst, die diese Substanzen in Wasser, Kohlendioxid und Stickstoff umwandeln. Dies trägt zur Verbesserung der Luftqualität bei und verringert die Umweltbelastung durch Abgase.

Was ist ein Katalysator in der Biologie?

In der Biologie bezeichnet man als Katalysatoren bestimmte Enzyme. Diese Biokatalysatoren beschleunigen die chemischen Reaktionen im Körper, die für das Leben notwendig sind. Beispielsweise ermöglichen sie den Abbau von Nahrung, die Energiegewinnung und die Bildung neuer Zellen. Ohne Enzyme könnten lebenswichtige Prozesse nicht schnell genug ablaufen, um das Überleben eines Organismus zu sichern.