Aktivierungsenergie und Katalysatoren

Aktivierungsenergie: Die Energiebarriere auf dem Reaktionsweg

Ein Brennstoff kann bei seiner Reaktion Energie abgeben und trotzdem zunächst unverändert liegen bleiben. Die Edukte müssen erst einen geeigneten Reaktionsweg durchlaufen. Dabei kann eine Energiebarriere zwischen Ausgangsstoffen und Produkten liegen.

Die Aktivierungsenergie beschreibt diese Hürde im vereinfachten Energieprofil. Sie wird vom Energieniveau der Edukte aus bis zum Maximum gemessen. Man misst sie nicht automatisch von der Nullmarke der Zeichnung aus.

Bei einer exothermen Reaktion liegen die Produkte energetisch tiefer als die Edukte. Trotzdem kann der Weg zunächst nach oben führen. „Energie wird insgesamt frei“ und „die Reaktion startet ohne Hürde“ sind deshalb verschiedene Aussagen.

Energieprofil lesen: Energieniveau senkrecht, Reaktionsweg waagerecht

Senkrechte Achse: Sie beschreibt ein relatives Energieniveau. Der Nullpunkt ist im Modell frei gewählt. Für die Deutung sind vor allem die Unterschiede der Niveaus wichtig.

Waagerechte Achse: Die Reaktionskoordinate beschreibt den Fortschritt entlang eines Reaktionsweges. Sie ist keine Zeitachse und keine räumliche Flugbahn eines Teilchens. Ein breiterer Gipfel bedeutet deshalb nicht automatisch eine längere Reaktionsdauer.

Maximum: Hier liegt im einfachen Bild der Übergangsbereich mit hoher Energie. Ein Übergangszustand ist kein gewöhnliches stabiles Produkt, das sich in einem Gefäß sammeln lässt.

Reale Mechanismen können mehrere Schritte, mehrere Maxima und Zwischenprodukte besitzen. Das Bild mit einem Gipfel soll zuerst die Energieunterschiede verständlich machen.

Aktivierungs- und Reaktionsenergie aus drei Energieniveaus berechnen

Im ersten Modell liegen die Edukte bei 40 kJ/mol, das Maximum bei 100 kJ/mol und die Produkte bei 10 kJ/mol.

Das Minuszeichen der Reaktionsenergie bedeutet Energieabgabe. Es bedeutet nicht, dass die Aktivierungsenergie negativ ist. Die konkreten Zahlen sind didaktische Modellwerte, keine Messwerte einer bestimmten Reaktion.

Erwärmen: Mehr Teilchen können die Energiebarriere überwinden

Teilchen besitzen nicht alle dieselbe Energie. Bei höherer Temperatur verändert sich die Energieverteilung. Ein größerer Anteil kann eine gegebene Barriere überwinden, sodass die Reaktion häufig schneller abläuft.

Bei Stoßreaktionen sind außerdem geeignete Orientierung und wirksame Begegnungen wichtig. Nicht jeder Zusammenstoß führt zum Produkt. Die reine Anzahl der Zusammenstöße erklärt deshalb nicht das gesamte Verhalten.

Erwärmen und Katalysieren sind unterschiedliche Eingriffe: Erwärmen verändert die Energieverteilung der Teilchen. Ein Katalysator ermöglicht einen anderen Reaktionsweg. In unserem Vergleich wird allein der Weg geändert; die Temperatur bleibt gleich.

Katalysator: Ein anderer Reaktionsweg mit kleinerer Aktivierungsbarriere

Ein Katalysator beschleunigt eine Reaktion, indem er einen alternativen Mechanismus ermöglicht. In der vereinfachten Darstellung besitzt dieser Weg eine kleinere wirksame Aktivierungsbarriere.

Im exothermen Beispiel sinkt das Maximum von 100 auf 75 kJ/mol. Die Aktivierungsenergie der Hinreaktion sinkt damit von 60 auf 35 kJ/mol. Die Produktenergie bleibt bei 10 kJ/mol; die Reaktionsenergie beträgt weiterhin −30 kJ/mol.

Der Katalysator kann während einzelner Schritte gebunden oder chemisch verändert werden. Im vollständigen katalytischen Zyklus wird er wieder bereitgestellt. „Er wird insgesamt nicht verbraucht“ heißt daher nicht, dass er unbeteiligt neben der Reaktion steht.

In der Praxis können Katalysatoren durch Verunreinigungen, Ablagerungen oder andere Prozesse an Wirksamkeit verlieren. Die idealisierte Wiederverwendung ist keine Garantie unbegrenzter Lebensdauer.

Katalyse beschleunigt das Gleichgewicht und erhält seine Lage

Bei gleicher Temperatur verändert ein Katalysator weder den thermodynamischen Energieunterschied von Edukten und Produkten noch die Gleichgewichtskonstante. Er beschleunigt die Einstellung des Gleichgewichts, ohne dessen Lage zu verschieben.

Auch die Rückreaktion wird über einen zugänglichen katalysierten Weg beschleunigt. Im exothermen Modell sinkt ihre Barriere von 90 auf 65 kJ/mol.

Ein Katalysator macht eine endotherme Reaktion nicht exotherm. Das zweite Vergleichspaar zeigt Produkte bei 60 kJ/mol: Die Reaktion benötigt weiterhin insgesamt 20 kJ/mol, obwohl die Barriere kleiner wird.

Nach kurzer Versuchsdauer kann mit Katalysator mehr Produkt vorliegen. Das kann schlicht bedeuten, dass das Gleichgewicht schneller erreicht wurde – nicht, dass ein neues Gleichgewicht mit höherer Ausbeute entstanden ist.

Homogene, heterogene und biologische Katalyse

Homogene Katalyse: Katalysator und Reaktionspartner befinden sich in derselben Phase, beispielsweise gemeinsam in einer Lösung.

Heterogene Katalyse: Die Reaktion läuft beispielsweise an einer festen Katalysatoroberfläche mit gasförmigen Edukten ab. Zugängliche Oberfläche und aktive Stellen sind dann entscheidend.

Enzyme: Diese biologischen Katalysatoren wirken häufig sehr selektiv. Ihre Aktivität hängt unter anderem von Temperatur und pH ab; zu hohe Temperaturen können ihre Struktur schädigen. Das ist ein Grund, warum „wärmer heißt immer schneller“ nicht unbegrenzt gilt.

Aktivierungsenergie, Reaktionsenergie und Reaktionsgeschwindigkeit unterscheiden

Aktivierungsenergie und Reaktionsenergie sind unterschiedliche Höhenunterschiede. Beschrifte deshalb erst Edukte, Maximum und Produkte, bevor du rechnest.

Ein Katalysator liefert nicht einfach die fehlende Energie dauerhaft nach und wird auch nicht als zusätzliches Produkt bilanziert. Seine Wirkung betrifft den Mechanismus.

Energetisch günstig und schnell sind verschiedene Eigenschaften. Die Thermodynamik beschreibt unter anderem mögliche Gleichgewichtslagen; die Kinetik beschreibt, wie schnell der Weg dorthin abläuft.