Katalysator

Kernidee und Definition

Ein Katalysator ist in der Chemie ein Stoff, der die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöht, indem er die Aktivierungsenergie senkt. Die Aktivierungsenergie ist die Energie, die nötig ist, damit eine Reaktion starten kann. Der Katalysator wird dabei nicht verbraucht und liegt nach der Reaktion wieder unverändert vor.

Bei reversiblen Reaktionen beschleunigt ein Katalysator die Hin- und die Rückreaktion gleichermaßen. Deshalb verändert er die Kinetik, also die Geschwindigkeit einer Reaktion, aber nicht die Lage des thermodynamischen Gleichgewichts. Auch die Wärmemenge, die bei einer Reaktion aufgenommen oder abgegeben wird, ändert sich dadurch nach dem Energieerhaltungssatz nicht. Nach dem Hess’schen Wärmesatz gilt dasselbe für die Enthalpie einer chemischen Reaktion.

Wilhelm Ostwald formulierte 1895 die klassische Definition: „Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöht, ohne selbst dabei verbraucht zu werden und ohne die endgültige Lage des thermodynamischen Gleichgewichts dieser Reaktion zu verändern.“

Wirkungsweise

Ein Katalysator verändert den Mechanismus einer chemischen Reaktion. Man kann sich das so vorstellen, dass die Reaktion einen anderen Weg auf einer Potential-Hyperebene nimmt. Das Potential beschreibt dabei die Energie eines chemischen Systems in Abhängigkeit von mehreren veränderlichen Größen, zum Beispiel von Bindungsabständen zwischen Reaktanten.

Häufig bildet der Katalysator mit einem Reaktanten eine reaktive Zwischenstufe. Danach reagiert diese Zwischenstufe weiter zu den Endprodukten, und der Katalysator wird zurückgebildet. Ein solcher Ablauf heißt Katalysezyklus; ein Katalysator kann ihn viele Male durchlaufen.

Im Beispiel der Reaktion A + B → AB hat die nicht katalysierte Reaktion die Aktivierungsenergie Eu. Bei einer katalysierten Reaktion mit dem Katalysator K kann zuerst die Zwischenstufe KA entstehen: K + A → KA. Danach bildet sich das Produkt, während K wieder frei wird: KA + B → K + AB. Die Aktivierungsenergie Ek der katalysierten Reaktion ist geringer als Eu.

In der Praxis können Katalysatoren nach einiger Zeit unwirksam werden, weil Nebenreaktionen sie blockieren oder Nebenprodukte ihre Oberfläche besetzen.

Arten und Selektivität

Katalysatoren haben eine gewisse Selektivität. Selektivität bedeutet, dass ein Katalysator eine bestimmte Reaktion bevorzugt beschleunigt, wenn mehrere mögliche Reaktionen zwischen Katalysator und Substrat ablaufen können. Eine hohe Selektivität ist meist erwünscht, weil dadurch die gewünschte Reaktion kontrollierter abläuft und weniger Nebenprodukte entstehen.

Je nachdem, in welchen Phasen Katalysator und Reaktanten vorliegen, unterscheidet man homogene und heterogene Katalysatoren. Bei homogener Katalyse befinden sich Katalysator und Reaktanten in derselben Phase, bei heterogener Katalyse in verschiedenen Phasen. Biochemische Prozesse werden durch Enzyme katalysiert; Enzyme sind meist bestimmte Proteine.

Bedeutung in Natur, Technik und Umwelt

Katalysatoren kommen in der Natur sehr häufig vor. In Lebewesen laufen fast alle lebensnotwendigen chemischen Reaktionen katalysiert ab, zum Beispiel bei der Photosynthese, der Atmung oder der Energiegewinnung aus Nahrung. Die Katalysatoren sind dabei meist Enzyme.

In der chemischen Technik sind Katalysatoren von großer kommerzieller Bedeutung. Es wird geschätzt, dass etwa 80 % aller chemischen Erzeugnisse eine katalytische Stufe in ihrer Wertschöpfungskette durchlaufen. Ohne Katalysator würden viele Reaktionen sehr viel langsamer oder gar nicht ablaufen.

Für den Umweltschutz sind selektive und aktive Katalysatoren wichtig, weil sie Energie sparen und die Menge an Nebenprodukten reduzieren können. Außerdem werden Katalysatoren zur Abgasnachbehandlung eingesetzt, etwa in der Industrie, in Elektrizitätswerken und in Kraftfahrzeugen. In einem Autoabgaskatalysator reagieren das Atemgift Kohlenstoffmonoxid (CO) sowie unverbrannte Kohlenwasserstoffe mit NOx und Sauerstoff (O2) zu Kohlenstoffdioxid (CO2), Stickstoff und Wasser (H2O).

Beispiele

Ein bekanntes Beispiel ist der Fahrzeugkatalysator im Automobil. Hier ist das ganze Gerät nach dem chemisch-physikalischen Prinzip benannt und dient dazu, Abgasemissionen zu reduzieren.

Weitere im Artikel genannte Katalysatoren sind Cereisen bei der Ammoniaksynthese, Raney-Nickel, Platin, Rhodium, Palladium, Braunstein, Vanadiumpentoxid und Samarium(III)-oxid, das die Dehydrierung von Ethanol katalysiert. Hopcalite, eine Gruppe von Katalysatoren aus verschiedenen Metalloxiden, katalysieren bei Raumtemperatur die Oxidation von Kohlenstoffmonoxid zu Kohlenstoffdioxid.

Bei Veresterungen werden saure Katalysatoren als Protonendonatoren verwendet. Sie beeinflussen bei der Fischer-Veresterung das chemische Gleichgewicht zugunsten der Produkte. Genannt werden p-Toluolsulfonsäure, Schwefelsäure und Natriumhydrogensulfat. Kupferchromit oder Eisen(III)-oxid werden als Abbrandmodifikatoren in Raketenmotoren eingesetzt. Auch beim Aktivkohlewärmer dienen Salz und Wasser als Katalysatoren.

Wichtige technische Verfahren

Zu den wichtigen Verfahren mit Katalysatoren zählt das Haber-Bosch-Verfahren. Es stellt NH3 her, nutzt α-Eisen/Al2O3 als Katalysator und arbeitet bei T = 450…500 °C sowie p = 25…40 MPa in einem Festbettreaktor.

Bei der Methanolherstellung entsteht CH3OH. Als Katalysatoren werden CuO/Cr2O3, ZnO/Cr2O3 oder CuO/ZnO genannt. Die Bedingungen sind T = 210…280 °C und p = 6 MPa; der Reaktor ist ein Festbettreaktor.

Beim Kontaktverfahren entsteht H2SO4. Der Katalysator ist V2O5 auf einem Träger, die Temperatur liegt bei T = 400…500 °C, und verwendet wird ein Festbettreaktor. Beim Ostwaldverfahren zur Herstellung von HNO3 wird Platin/Rhodium als Katalysator genannt; die angegebene Temperatur beträgt T = 800 °C.