Katalyse
Katalyse beschleunigt chemische Reaktionen durch Katalysatoren, ohne selbst verbraucht zu werden. Entdecke die Mechanismen dahinter und die Arten der Katalyse. Lerne, wie Katalysatoren die Aktivierungsenergie beeinflussen und welche Rolle sie in der Kinetik spielen. Interessiert? All dies und mehr findest du im folgenden Text!
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Grundlagen zum Thema Katalyse
Katalyse – Chemie
In der Chemie gibt es Reaktionen, die nur schwer von alleine ablaufen. Mithilfe eines Katalysators kann man diese Reaktionen beschleunigen. Aber was ist katalysieren? Der Begriff Katalyse stammt aus dem griechischen und bedeutet Auflösung oder Abschaffung. Im folgenden Text erfährst du, was eine Katalyse ist und welche Mechanismen dahinterstecken.
Begriffserklärungen
In diesem Abschnitt werden einige wichtige Begriffe zum Thema kurz erklärt.
| Katalyse | Herbeiführung, Beschleunigung oder Verlangsamung einer Stoffumsetzung durch einen Katalysator. |
| Katalysator | Als Katalysator bezeichnet man in der Chemie einen Stoff, der die Reaktionsgeschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflusst (Herauf- oder Herabsetzung der Aktivierungsenergie), ohne dabei selbst verbraucht zu werden. |
| (chemische) Kinetik / Reaktionskinetik | Teildisziplin der physikalischen Chemie, die den zeitlichen Ablauf chemischer Reaktionen untersucht, beschreibt und begründet. Ein zentrales Thema ist hier die Reaktionsgeschwindigkeit. |
| (chemische) Thermodynamik | Die chemische Thermodynamik beschäftigt sich mit der Umverteilung von Energie und ihrem Übergang in verschiedene Formen. Dabei bezieht sie sich immer auf chemische Reaktionen. |
| (Gibbs freie) Aktivierungsenergie $\ce{E_a}$ | Vereinfacht ausgedrückt ist die Aktivierungsenergie die Energie, welche man benötigt, um eine Reaktion in Gang zu setzen. |
| freie Enthalpie / Gibbs-Energie $\Delta G$ (Gibbs freie Energie) | Die freie Enthalpie ist ein Maß für die Triebkraft eines Prozesses. Mithilfe der freien Enthalpie kann eine Aussage über die Freiwilligkeit eines Reaktionsablaufs gemacht werden. Man unterscheidet zwischen der Abgabe und Aufnahme von Energie: exergone und endergone Reaktionen. |
| exergone Reaktion | Läuft eine Reaktion von allein und spontan ab, bedeutet das, dass die freie Enthalpie im Laufe der Reaktion abnimmt und diese als exergon (beziehungsweise exergonisch) zu bewerten ist. $\Delta G$ ist damit negativ. |
| endergone Reaktion | Endergone (beziehungsweise endergonische) Reaktionen laufen nicht von selbst ab und $\Delta G$ ist hier positiv. |
| Enzym | Enzyme sind meist Proteine, welche als Biokatalysatoren biochemische Reaktionen im Organismus steuern und beschleunigen, ohne dabei selbst verändert zu werden. |
Was ist die Katalyse? – Definition
Einfach erklärt wird bei einer Katalyse die Reaktionsgeschwindigkeit einer chemischen Reaktion durch einen Katalysator verändert. Katalysatoren sind Substanzen, welche die Aktivierungsenergie herauf- oder herabsetzen (positive oder negative Katalysatoren). Im folgenden Text konzentrieren wir uns jedoch auf Katalysatoren, welche die Aktivierungsenergie herabsetzen. Die Aktivierungsenergie ist die Energie, die jede Reaktion benötigt, um starten zu können. Dabei bleibt der Katalysator unverändert – er wird also während der Reaktion nicht verbraucht. Weil der Katalysator unverändert aus einer Reaktion hervorgeht, kann er mehrere Katalysezyklen durchlaufen. Der Katalysator kann dabei eine Reaktion beschleunigen oder verlangsamen und wirkt selektiv, das heißt, bestimmte Reaktionen benötigen bestimmte Katalysatoren.
Unter einem Katalysator werden also Stoffe verstanden, die nicht verbraucht werden, selektiv sind, welche die Aktivierungsenergie der Reaktion herauf- oder herabsetzen und das chemische Gleichgewicht nicht verändern. Katalysatoren verändern somit die Kinetik einer chemischen Reaktion, ohne deren Thermodynamik zu verändern. Doch wie funktioniert eine Katalyse?
In der Chemie gibt es Reaktionen, die so gut wie unmöglich ablaufen können. Das ist der Fall, wenn die freie Enthalpie (Gibbs-Energie) $\Delta G$ zu groß ist. Diese Reaktionen werden endergone Reaktionen oder endergonische Reaktionen genannt. Nur Reaktionen, bei denen $\Delta G$ negativ ist, laufen spontan ab. Man spricht dann von exergonischen oder exergonen Reaktionen. Bei manchen exergonen Reaktionen läuft die Reaktion der Edukte (Reaktanden, Ausgangsstoffe) $A$ und $B$ trotzdem nicht ab. Das ist der Fall, wenn die Aktivierungsenergie $\ce{E_a}$ zu hoch ist.
$\text{Unmögliche exergone Reaktionen: } \Delta E_a >> 0$
$\ce{A + B } \quad \overset{\Delta E_a >> 0}{\nrightarrow} \quad \ce{AB}$
Nun kann man aber einen Katalysator einsetzen. In Anwesenheit des Katalysators kann sich ein Komplex bilden. Dadurch wird die Aktivierungsenergie vermindert und die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht. Das folgende Prinzip verdeutlicht die Funktion des Katalysators (K):
$\ce{A + K -> AK}$
$\ce{AK + B -> AB + K}$
In dem folgenden Energiediagramm kannst du dir den Ablauf der Reaktionsgeschwindigkeit und der Gibbs-Energie mit und ohne Katalysator ansehen. Du siehst, dass die Aktivierungsenergie unter Einfluss des Katalysators deutlich gemindert ist.
Welche Arten von Katalysatoren gibt es?
Bei der Katalyse können drei Arten unterschieden werden: die heterogene, die homogene und die enzymatische Katalyse. Die Einteilung der Katalysemechanismen kannst du in der folgenden Tabelle sehen:
| Mechanismus | |
|---|---|
| heterogene Katalyse | |
| homogene Katalyse | |
| enzymatische Katalyse | |
Anwendungen des Katalysators
In der Liste sind einige typische Beispiele für Katalyse-Vorgänge gezeigt:
- Fast alle biochemischen Vorgänge werden durch Enzyme katalysiert. Dabei findet auch die Säure-Base-Katalyse Anwendung.
- Cracken von Erdöl zur Benzinprodukten
- Ammoniaksynthese
- Fahrzeugkatalysatoren (z.B. Autokatalysator zur Reduktion der Abgasemission)
Im Folgenden wird noch näher auf die Anwendung der Katalyse bei der endergonen und der enzymatischen Reaktion eingegangen.
Endergone Reaktionen
Wie du bereits weißt, handelt es sich bei endergonen Reaktionen um Reaktionen, die nicht spontan ablaufen. Ein Beispiel für eine endergone Reaktion ist dir hier gezeigt:
$\ce{A <<=> B}$
Das Gleichgewicht ist stark auf der linken Seite. Damit wir das Reaktionsprodukt B trotzdem erhalten, muss dieses überhaupt erst mal entstehen. Ist diese Bedingung erfüllt, kann man das Produkt B kontinuierlich aus dem Reaktionsgemisch entfernen. Wenn B aus der Gleichgewichtsreaktion entfernt wird, kann es nicht zurück zu A reagieren. Das ist nicht gewünscht, da wir ja das Produkt B haben möchten. Und wie lässt sich das Reaktionsgemisch aus einer Gleichgewichtsreaktion entfernen?
Du kannst beispielsweise eine Fällungsreaktion, Destillation oder eine Extraktion anwenden. Letzteres ist ein Trennverfahren, bei dem mithilfe eines Extraktionsmittels Komponenten aus dem Reaktionsgemisch entfernt werden.
Enzyme und gekoppelte Reaktionen
Bei den Enzymen handelt es sich um eine Art biologischer Spezialwerkzeuge. Sie katalysieren Reaktionen in biologischen Prozessen, indem sie sich an Moleküle binden. Man spricht dann auch von einer enzymatischen Reaktion. Enzyme sind dabei in der Lage, die Reaktionsgeschwindigkeit um ein Vielfaches zu erhöhen. Ein typisches Beispiel für eine enzymatische Katalyse ist die Zuckerspaltung durch das Enzym TM. Aber auch mithilfe von Enzymen laufen endergone Reaktionen schlecht ab.
Um endergone Reaktionen zu katalysieren, kann diese Reaktion mit einer zweiten Reaktion gekoppelt werden. Dabei wird, anstatt die Reaktion von A zu C ablaufen zu lassen, aus dem Edukt A zunächst das Produkt B erzeugt. Aus dem Edukt B wird dann das Produkt C erzeugt. Bei den einzelnen Teilreaktionen handelt es sich um Gleichgewichtsreaktionen.
Der Mechanismus der gekoppelten Reaktion wird dir hier gezeigt:
Endergone Reaktion (läuft schlecht ab): $\ce{A -> C}$
Kopplung der Reaktion:
$\ce{A -> B}$: $\Delta G_1 > 0$
$\ce{B -> C}$: $\Delta G_2 < 0$
$\underline{\underline{\Delta G_{ges} = \Delta G_1 + \Delta G_2 < 0}} $
$\ce{A<=> B <=> C}$
Wenn also eine Reaktion von A nach B endergon ist, so kann sie nur dann ablaufen, wenn sie mit einer exergonen Reaktion B nach C gekoppelt ist. Im ersten Fall ist die freie Enthalpie positiv, im zweiten Fall ist die freie Enthalpie negativ. Die gesamte freie Enthalpie ${\Delta G_{ges}}$ ergibt sich als Summe der beiden freien Enthalpien der Reaktionen. Sie muss, damit der Gesamtprozess ablaufen kann, negativ sein. Solche Reaktionen in lebenden Organismen werden als gekoppelte Reaktionen bezeichnet.
Katalyse – Zusammenfassung
In diesem Abschnitt fassen wir nochmals kurz die wichtigsten Punkte zusammen:
- Ein Katalysator ist ein Stoff, der eine chemische Reaktion beschleunigt und dabei nicht verbraucht wird.
- Der Begriff Katalyse meint die Verwendung eines Katalysators bei einer chemischen Reaktion.
- Ist eine chemische Reaktion exergon und hat eine hohe Aktivierungsenergie, so führt der Einsatz eines Katalysators zu einer Verminderung dieser Aktivierungsenergie – dies führt zu einer Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit.
- Ein Enzym ist ein Biokatalysator in lebenden Organismen. Er kann die Geschwindigkeit einer Reaktion um den Faktor $10{^5}$ bis $10{^{17}}$ steigern.
- Gekoppelte Reaktionen bestehen aus mehreren Teilreaktionen und laufen nur ab, wenn die gesamte freie Enthalpie (Summe der freien Enthalpien der Teilreaktionen) negativ ist. Ansonsten kann der Gesamtprozess nicht ablaufen.
Im Anschluss an das Video und diesen Text findest du Übungsaufgaben, um dein erlerntes Wissen zu überprüfen. Viel Spaß!
Transkript Katalyse
Guten Tag und Herzlich Willkommen! In diesem Video geht es um die Katalyse. Gliederung des Videos: 1. "unmögliche" exergone Reaktionen 2. Der Katalysator hilft 3. Tricks bei endergonen Reaktionen 4. Enzyme und gekoppelte Reaktionen 5. Zusammenfassung 1. "Unmögliche" exergone Reaktionen. Ich möchte euch hier 2 exergone Reaktionen vorstellen. Die Edukte sind jeweils A und B beziehungsweise C und D. Und es kommt bei diesen Reaktionen, so wie es sich für gute exergone Reaktionen gehört, zu einer Verminderung der Gibbs freien Reaktionsenergie. Das bedeutet bei Standardbedingungen, dass ∆ G1 und ∆ G2 jeweils kleiner als 0 sind. Die Thermodynamik, über die wir bereits gesprochen haben, sagt dann voraus, dass sowohl die linke als auch die rechte Reaktion spontan ablaufen. Einen wesentlichen Unterschied gibt es zwischen der linken und der rechten Reaktion: Während die Gibbs freie Aktivierungsenergie bei der linken Reaktion nur wenig größer als 0 ist, so ist sie bei der rechten Reaktion sehr hoch. Die Kinetik sagt dann voraus, dass die linke Reaktion möglich und die rechte Reaktion unmöglich ist. Die Gibbs freie Aktivierungsenergie der rechten Reaktion ist einfach zu hoch. Gibt es nun eine Möglichkeit, die rechte Reaktion zum Laufen zu bringen? 2. Der Katalysator hilft. Das Bild für die rechte Reaktion habe ich stehenlassen. Es ist der energetische Verlauf ohne Katalysator. Im Jahre 1835 schlug der berühmte Chemiker Berzelius einen neuen Begriff vor. Dieser Begriff hieß: Katalysator. Was ist das? Ein Katalysator ist ein Stoff, der eine chemische Reaktion beschleunigt. Der Katalysator verbraucht sich dabei nicht. Neben das Energiediagramm ohne Katalysator möchte ich nun das Energiediagramm mit Katalysator skizzieren. Die Energieniveaus der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte bleiben erhalten. Es ändert sich jedoch die Aktivierungsbarriere: Sie wird stark vermindert. Von einem ehemals sehr hohen Betrag verändert sich die Gibbs freie Aktivierungsenergie zu einem Wert, der nicht viel größer als 0 ist. Die kleine Delle im Kurvenverlauf deutet daraufhin, dass sich in Anwesenheit eines Katalysators ein Komplex bildet. Wollen wir die Eigenschaften des Katalysators kurz zusammenfassen: Der Katalysator vermindert die Gibbs freie Aktivierungsenergie. Das führt dazu, dass eine Reaktion, die vormals sehr langsam ablief, nun sehr schnell abläuft. Das bedeutet als 2., dass es zu einer Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit gekommen ist. Und 3., der Katalysator verbraucht sich bei einer chemischen Reaktion nicht. Und noch etwas: Ein Katalysator ist kein Wundermittel. Wenn die chemische Reaktion nicht abläuft, so ist der Katalysator einfach sinnlos. 3. Tricks bei endergonen Reaktionen. Vom thermodynamischen Standpunkt aus, sind "endergone Reaktionen" Reaktionen, die praktisch nicht ablaufen. Betrachten wir den Fall, dass A zu B reagiert, und das chemische Gleichgewicht stark in Richtung A verschoben ist. Die Reaktion ist dann stark endergon. Das heißt, das energetische Niveau von B liegt weit über dem energetischen Niveau von A. Diese Reaktion hat ein zweifaches Problem: Nicht nur, dass die Gibbs freie Reaktionsenergie sehr groß ist (viel größer als 0), die Gibbs freie Aktivierungsenergie ist vom Betrag und auch vom Vorzeichen noch größer. Damit man hier Reaktionsprodukt B gewinnen kann, ist es wichtig, dass sich B überhaupt bildet. Ausreichend sind schon relativ kleine Mengen. Um aber B in ausreichender Menge gewinnen zu können, ist es notwendig, auf einen Trick zurückzugreifen: B wird fortwährend aus dem Gleichgewicht entfernt. Es gibt verschiedene Möglichkeiten, dies zu bewerkstelligen. 3 wichtige Methoden sind die Fällung, die Extraktion und die Destillation. 4. Enzyme und gekoppelte Reaktionen. Der Begriff "Enzym" stammt aus dem Jahre 1877 und geht auf den Physiologen Wilhelm Friedrich Kühne zurück. Enzyme sind Katalysatoren in lebenden Organismen, man bezeichnet sie auch als Biokatalysatoren. Früher wurden Enzyme mitunter als Fermente bezeichnet. Enzyme sind in der Lage die Geschwindigkeit einer Reaktion um den Faktor 105 bis 1017 zu erhöhen. Ein Beispiel für so ein komplexes Enzym ist TM, ein perfektes Enzym für die Zuckerspaltung. Ich habe schon darauf hingewiesen, dass Enzyme kein Wundermittel sind. Eine endergone Reaktion A zu B läuft auch mit Enzymen nur schlecht ab. Da ∆ G1-0 größer als 0 ist, läuft diese Reaktion laut Thermodynamik nicht ab. Damit diese Reaktion ablaufen kann, ist es notwendig, sie mit einer zweiten Reaktion zu koppeln, und zwar mit den beiden Reaktionspartner B und C. C soll dabei energetisch günstiger sein als B. Das bedeutet aber, ∆ G2-0 ist kleiner als 0. Die Reaktion läuft von B nach C. Das heißt, wir haben folgende Reaktionskette: Von A zu B zu C. A zu B und B zu C sind miteinander gekoppelt. Die Gibbs freie Energie unter Standardbedingungen ergibt sich als ∆ G1-0 + ∆ G2-0. Damit der gesamt Vorgang stattfinden kann, muss gelten: 0 ist größer ∆ G0-gesamt. Bei den einzelnen Teilreaktionen muss es sich, wenn wir so argumentieren, um Gleichgewichtsreaktionen handeln. Das heißt A im Gleichgewicht zu B ergibt als Gleichgewichtskonstante K1 und B zu C ergibt als Gleichgewichtskonstante K2. A steht im Gleichgewicht zu B und B steht im Gleichgewicht zu C. Man kann dann zeigen, dass die Gleichgewichtskonstante der gesamten Reaktion Kges = K1 × K2 ist. Und nun noch ein akademisches Beispiel, das heißt, ich habe mir die Zahlen ausgedacht und sie entsprechen keiner realen chemischen Reaktion. K1 soll 10^+3 betragen, entsprechend dem endergonen Charakter dieser Reaktion. K2 soll 105 sein, dass diese Reaktion exergon ist. Es ergibt sich als K gesamt 100, denn 10^-3 × 105 = 10² und das ist 100. Die Gesamtreaktion läuft daher ab. Alle Reaktionen, die Einzelreaktionen und die Gesamtreaktion laufen ab. 5. Zusammenfassung. Katalyse bedeutet Verwendung eines Katalysators bei einer chemischen Reaktion. Wenn eine chemische Reaktion exergon ist, aber eine hohe Gibbs freie Aktivierungsenergie hat, so führt der Einsatz eines Katalysators zu einer Verminderung dieser Gibbs freien Aktivierungsenergie.Verminderung der Gibbs freien Aktivierungsenergie führt zu einer Erhöhung der Reaktionsgeschwindigkeit. Der Begriff des Katalysators wurde 1835 von Berzelius eingeführt. 1877 wurde von Kühne der Begriff Enzym eingeführt. Enzym bedeutet Katalysator in lebenden Organismen. Ein wichtiges Enzym ist TM für die Zuckerspaltung. Enzyme können die Geschwindigkeit einer Reaktion um den Faktor 105 bis 1017 steigern. Wenn eine Reaktion von A nach B endergon ist, so kann sie nur dann ablaufen, wenn sie mit einer exergonen Reaktion B nach C gekoppelt ist. Im ersten Fall ist die Gibbs freie Reaktionsenergie positiv, im zweiten Fall die Gibbs freie Reaktionsenergie negativ. Die gesamt Gibbs freie Energie ergibt sich als Summe der beiden Gibbs freien Energien der Reaktionen. Sie muss, damit der Gesamtprozess ablaufen kann, negativ sein. Solche Reaktionen in lebenden Organismen bezeichnet man als gekoppelte Reaktionen. Ich danke für die Aufmerksamkeit. Alles Gute, Auf Wiedersehen!
Katalyse Übung
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Erläutere die Eigenschaften von exergonen und endergonen Reaktionen.
TippsDie Gibbs-Freie-Energie ist ein Maß für die Freiwilligkeit einer Reaktion.
Um eine Reaktion zum Laufen zu bringen, braucht man häufig Energie.
Die Zufuhr von Wärmenergie beschleunigt Reaktionen.
LösungReaktionen werden thermodynamisch eingeteilt in exergone und endergone Reaktionen.
- Exergone Reaktionen sind prinzipiell mögliche und zum Teil spontan ablaufende Reaktionen. Ihre Gibbsche-Freie-Energie $\Delta G^0$ ist bei Standardbedingungen kleiner Null. Läuft eine exergone Reaktion nicht spontan ab, ist ihre Gibbs-Freie-Aktivierungsenergie größer als die der spontan ablaufenden Reaktion. Mit Hilfe eines Katalysators werden sie möglich.
- Endergone Reaktionen sind thermodynamisch unmögliche Reaktionen. Ihre $\Delta G^0$ ist sehr viel größer als Null. Der Trick ist, dass durch kontinuierliches Abtrennen von Produkten die Reaktion ermöglicht wird. Voraussetzung jedoch ist, dass eine Reaktion überhaupt möglich ist.
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Erkläre die thermodynamischen Bedingungen für den Ablauf chemischer Reaktionen.
TippsOb Reaktionen spontan, überhaupt oder nur unfreiwillig ablaufen, hat seine Ursache in der Thermodynamik.
Überlege, warum die Teilchen für eine Reaktion aktiviert werden müssen.
Welche Funktionen haben die Gibbs-Freie-Energie unter Standardbedingungen und die Gibbs-Freie-Aktivierungsenergie für den Verlauf von chemischen Reaktionen?
LösungDie Bedingungen für eine exergone Reaktion sind geknüpft an die Gibbs-Freie-Energie bei Standardbedingungen $\Delta G^0$. Sie laufen prinzipiell ab, wenn $\Delta G^0$ < 0 ist. Dabei unterscheidet man in spontan ablaufende und nicht spontan ablaufende Reaktionen. Die Gibbs-Freie-Aktivierungsenergie $\Delta G^{\#}$ muss bei spontanen Reaktionen kleiner oder gleich Null sein. Ist die Gibbs-Freie-Aktivierungenergie sehr viel größer Null, ist die Reaktion unmöglich. Mit Hilfe eines Katalysators kann sie aber möglich gemacht werden, weil dieser die Gibbs-Freie-Aktivierungsnergie senkt und die Reaktionsgeschwindigkeit der Teilchen erhöht. Jede Reaktion hat zwei Komponenten, eine thermodynamische und eine kinetische. Die Thermodynamische beschreibt das Verhältnis von Gibbs-Freie-Standardenergie und der Gibbs-Freie-Aktivierungsergie. Die Kinetische basiert auf der Möglichkeit der Geschwindigkeit der Reaktion der Teilchen im Reaktionsmedium.
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Nenne Eigenschaften und die Funktionsweise eines Katalysators.
TippsÜberlege, wo man Katalysatoren in der Technik einsetzt.
Schadstoffe, die beim Autofahren entstehen, werden durch einen Katalysator verhindert.
LösungKatalysatoren sind Stoffe oder Verbindungen, die eine chemische Reaktion beschleunigen. Sie setzen den Energieaufwand für eine Reaktion herab. Sie gehen während der Reaktion mit den Reaktanten eine lockere Verbindung ein. Das Gleichgewicht der Reaktion verschiebt sich durch den Katalysator nicht, es wird nur schneller erreicht. Am Ende der Reaktion liegt der Katalysator unverändert vor. Viele Reaktionen werden erst möglich, wenn Katalysatoren eingesetzt werden.
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Erkläre den Verlauf des katalytisch unterstützten Zerfalls von Wasserstoffperoxid durch Braunstein.
TippsWelche Funktion hat ein Katalysator?
Auch Zerfallsreaktionen folgen den thermodynamischen Gesetzen.
LösungSowohl Bildungs- als auch Zerfallsreaktionen können katalytisch unterstützt werden. Dabei wird immer die Freie-Gibbs-Aktivieriungenergie gesenkt. Gibt man zu einer $H_2O_2$ -Lösung Braunstein ($MnO_2$), erfolgt eine heftige Reaktion – die Lösung sprudelt. Es entsteht gasförmiger Sauerstoff, der sprudelnd entweicht. Es konnte nachgewiesen werden, dass dieser Sauerstoff alleinig dem Wasserstoffperoxid entstammt. Die Reaktion wurde also durch den Braunstein katalysiert. Braunstein bildet ein Zwischenprodukt, dass die Freie-Gibbs-Aktivierungsenergie der Zerfallsreaktion senkt. Am Ende der Reaktion liegt Braunstein, wie alle Katalysatoren, unverändert vor.
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Beschreibe den Verlauf einer exergonen Reaktion mit Katalysator.
TippsWie ist die Funktionsweise eines Katalysators definiert?
Überlege, wovon der Verlauf einer exergonen Reaktion abhängig ist.
Wie können Bewegung der Teilchen und Energie zusammenhängen?
LösungExergone Reaktionen mit einer Gibbs-Freien-Aktivierungsenergie sehr viel größer als Null sind unmögliche Reaktionen. Sie werden erst möglich, wenn die Gibbs-Freie-Aktivierungsenergie größer bzw. gleich Null ist. Dieser Zustand wird durch einen Katalysator erreicht. Der Katalysator senkt die Gibbs-Freie-Aktivierungenergie und steigert gleichzeitig die Reaktionsgeschwindigkeit. Dieser Vorgang kommt aufgrund einer instabilen Bindung zwischen dem Katalysator und einem der Edukte zustande. Dieser Prozess benötigt eine geringere Gibbs-Freie-Aktivierungenergie.
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Vergleiche den Einsatz von Biokatalysatoren und technischen Katalysatoren.
TippsIn welchen Bereichen finden Katalysatoren Anwendung?
Überlege, wer für die Energiegewinnung in der Muskelzelle verantwortlich ist.
Unterscheide zwischen technisch und biologisch.
LösungEnzyme sind Biokatalysatoren. Ihr Wirkspektrum bezieht sich auf biochemische bzw. biologische Reaktionen wie z.B. die der Zellatmung. Ihre Funktionalität ist mit den technischen Katalysatoren direkt vergleichbar. Enzyme bewirken das Herabsetzen der Gibbs-Freien-Aktivierungsenergie und ermöglichen so gezielte biochemische Reaktionen. Der technische Katalysator bewirkt ebenfalls eine Reduzierung der Gibbs-Freien-Aktivierungsnergie und ermöglicht so Synthesen, wie die Ammoniaksynthese, oder verhindert das Entstehen von Schadstoffen.
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Es muss nicht. Das Beispiel wurde gewählt, weil es bei Enzymen so ist. Die Prozesse laufen ständig ab. Gleichgewichte sind daher ein gutes Modell.
Alles Gute
Hallo Herr Otto. Warum muss es sich bei Minute 6:45 bei der gekoppelten Reaktion um Gleichgewichtsreaktionen handeln?