Aktivierungsenergie und Katalysatoren

Nicht jede thermodynamisch mögliche Reaktion läuft auch praktisch ab. Der Grund ist die Aktivierungsenergie ($E_A$) — die minimale Energie, die Moleküle benötigen, um in den Übergangszustand zu gelangen und zu reagieren. Selbst eine stark exotherme Reaktion (wie die Verbrennung von Papier) setzt bei Raumtemperatur nicht spontan ein — die Aktivierungsenergie ist zu hoch.

Die Arrhenius-Gleichung beschreibt den Zusammenhang zwischen Temperatur und Reaktionsgeschwindigkeit: $k = A \cdot e^{-E_A / (R \cdot T)}$. Dabei ist $k$ die Geschwindigkeitskonstante, $A$ der Frequenzfaktor, $R = 8,314 \, \text{J/(mol·K)}$ die universelle Gaskonstante und $T$ die absolute Temperatur in Kelvin. Eine Temperaturerhöhung von $10 \, \text{K}$ verdoppelt typischerweise die Reaktionsgeschwindigkeit ($RGT-Regel$).

Katalysatoren senken die Aktivierungsenergie, indem sie einen alternativen Reaktionsweg mit geringerer Energieschwelle bieten. Sie werden selbst nicht verbraucht und verändern nicht die thermodynamischen Größen ($\Delta H$, $\Delta G$). Beispiele: Platin katalysiert die Ammoniaksynthese (Haber-Bosch-Verfahren), Enzyme sind biologische Katalysatoren mit extremer Spezifität, Vanadium(V)-oxid katalysiert die Kontaktreaktion zu Schwefelsäure.

Verwandte Seiten: Reaktionskinetik-Simulator | Satz von Hess

Es gibt zwei Arten von Katalysatoren: Homogene Katalysatoren liegen in derselben Phase wie die Reaktanden (z.B. Säuren in wässriger Lösung). Heterogene Katalysatoren liegen in einer anderen Phase vor — meist Festkörper, auf deren Oberfläche die Reaktion abläuft (z.B. Platin in Fahrzeugkatalysatoren). Die Oberfläche des Katalysators ist entscheidend: Nanopartikel haben eine große Oberfläche und sind besonders wirksam.

Inhibitoren sind der Gegenteil von Katalysatoren — sie erhöhen die Aktivierungsenergie oder blockieren die aktiven Zentren eines Katalysators. Lebensmittelzusatzstoffe wie Konservierungsstoffe wirken als Inhibitoren gegen oxidative Zersetzungsreaktionen.