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Katalyse

1835
  • Jöns Jacob Berzelius
Chemiker, der ein Katalyse-Experiment in einer historischen Laborumgebung durchführt.

(Abbildung dient nur zur Veranschaulichung)

Bei der Katalyse wird die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion durch Zugabe einer als Katalysator bezeichneten Substanz erhöht. Katalysatoren werden bei der Reaktion nicht verbraucht und bleiben unverändert. Sie wirken, indem sie einen alternativen Reaktionsweg mit einer niedrigeren Aktivierungsenergie ([latex]E_a[/latex]) bereitstellen und dadurch sowohl die Vorwärts- als auch die Rückwärtsreaktion beschleunigen, ohne die Gesamtthermodynamik zu verändern ([latex]\Delta H[/latex]).

Das Grundprinzip der Katalyse besteht in der Fähigkeit, die Kinetik einer chemischen Reaktion zu verändern, ohne ihre Thermodynamik zu beeinträchtigen. Ein Katalysator führt einen neuen Reaktionsmechanismus ein, der häufig einen oder mehrere Zwischenschritte umfasst. Bei einer Reaktion A + B → C kann ein Katalysator C’ wie folgt wirken: A + C’ → AC’ und dann AC’ + B → C + C’. Der Katalysator C’ wird am Ende des Prozesses regeneriert. Dieser alternative Weg hat eine niedrigere Übergangszustandsenergie als die nicht katalysierte Reaktion. Die Arrhenius-Gleichung, [latex]k = Ae^{-E_a/(RT)}[/latex], zeigt, dass eine niedrigere Aktivierungsenergie ([latex]E_a[/latex]) zu einem exponentiellen Anstieg der Reaktionsgeschwindigkeitskonstante (k) führt. Wichtig ist, dass der Katalysator die Änderung der freien Gibbs-Energie ([latex]\Delta G[/latex]) oder die Gleichgewichtskonstante ([latex]K_{eq}[/latex]) der Reaktion nicht verändert. Sie beeinflusst nur die Geschwindigkeit, mit der das Gleichgewicht erreicht wird. Dieses Konzept wurde erstmals 1835 von Jöns Jacob Berzelius formell beschrieben, der beobachtete, dass bestimmte Stoffe Reaktionen beschleunigen können, ohne selbst verbraucht zu werden, und der den Begriff “Katalyse” aus dem Griechischen mit der Bedeutung “auflösen” oder “zersetzen” prägte.

Dieses Prinzip wird anhand von Reaktionskoordinatendiagrammen veranschaulicht, in denen der katalysierte Reaktionsweg einen niedrigeren Energiepeak (Übergangszustand) aufweist als der unkatalysierte. Während die Gesamtenergiedifferenz zwischen Reaktanten und Produkten gleich bleibt, ist die zu überwindende Energiebarriere deutlich reduziert. Dadurch verfügt ein größerer Anteil der Reaktantenmoleküle über ausreichend Energie, um bei einer Kollision zu reagieren, was zu einer schnelleren Reaktionsgeschwindigkeit bei einer bestimmten Temperatur führt.

UNESCO Nomenclature: 2202
- Physikalische Chemie

Typ

Chemischer Prozess

Störung

Grundlegendes

Verwendung

Weitverbreitete Verwendung

Vorläufer

  • alchemistische Konzepte des Steins der Weisen
  • Beobachtungen der Gärung von Louis Pasteur
  • Humphry Davys Arbeit über die Wirkung von Platin auf die Gasverbrennung
  • Entdeckung des Chlors durch Carl Wilhelm Scheele, das später in katalysierten Reaktionen Verwendung fand

Anwendungen

  • industrielle chemische Synthese (zB Ammoniak, Schwefelsäure)
  • Erdölraffination
  • Polymerproduktion
  • Schadstoffbekämpfung (Katalysatoren)
  • pharmazeutische Herstellung

Patente:

NA

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Verwandt mit: Katalyse, Katalysator, Aktivierungsenergie, Reaktionsgeschwindigkeit, chemische Kinetik, Thermodynamik, Reaktionsweg, Jöns Jacob Berzelius, Gleichgewicht, Übergangszustand.

Historischer Kontext

Katalyse

1831
1832
1834
1835
1838
1841
1845
1831
1831
1833
1834
1836
1839-01-01
1842
1847

(wenn das Datum unbekannt oder nicht relevant ist, z. B. „Strömungsmechanik“, wird eine gerundete Schätzung seines bemerkenswerten Auftretens bereitgestellt)

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