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{{Dieser Artikel|behandelt allgemein Katalysatoren; zur Autoabgaskatalyse siehe [[Fahrzeugkatalysator]].}}

'''Katalysator''' (von der [[Katalyse]] – {{grcS|prefix=0|κατάλυσις|katálysis|de=Auflösung}} mit lateinischer Endung) bezeichnet in der [[Chemie]] einen Stoff, der die [[Reaktionsgeschwindigkeit (Chemie)|Reaktionsgeschwindigkeit]] durch die Senkung der [[Aktivierungsenergie]] einer [[Chemische Reaktion|chemischen Reaktion]] erhöht, ohne dabei selbst verbraucht zu werden. Er beschleunigt bei [[Reversibler Prozess|reversiblen]] Prozessen die [[Reaktionsrichtung|Hin- und Rückreaktion]] gleichermaßen und ändert somit die Geschwindigkeit ([[Kinetik (Chemie)|Kinetik]]) chemischer Reaktionen. Eine Änderung der Reaktionsgeschwindigkeit hat dabei nach dem [[Energieerhaltungssatz]] keinen Einfluss auf die Wärmemenge, die bei der Reaktion aufgenommen oder abgegeben wird. Nach dem [[Hessscher Wärmesatz|Hess’schen Wärmesatz]] gilt dasselbe für die [[Enthalpie]] einer chemischen Reaktion.<ref>{{Internetquelle |url=https://www2.chemie.uni-erlangen.de/projects/vsc/chemie-mediziner-neu/kinetik/hess1.html |titel=Vernetztes Studium - Chemie, Chemie für Mediziner: Satz von Hess |abruf=2025-02-24}}</ref>

Katalysatoren haben eine gewisse Selektivität. Wenn mehrere Reaktionen zwischen einem Katalysator und einem Substrat ablaufen können, aber eine bestimmte Reaktion bevorzugt katalysiert wird, spricht man von einer hohen Selektivität des Katalysators. Dann läuft diese Reaktion bevorzugt ab oder es läuft nur diese Reaktion ab. Eine hohe Selektivität ist zumeist erwünscht da dies zu einer hohen Reaktionskontrolle führt.<ref>{{Internetquelle |url=https://www.spektrum.de/lexikon/chemie/katalyse/4803 |titel=Katalyse |sprache=de |abruf=2025-02-28}}</ref>

Ein Katalysator nimmt bspw. an einer chemischen Reaktion unter Bildung einer intermediären Stufe mit den [[Reaktant]]en teil, aus der der Katalysator nach Entstehung des Produkts wieder unverändert freigesetzt wird. Ein Katalysator kann diesen so genannten Katalysezyklus viele Male durchlaufen.

Je nachdem, in welchen [[Phase (Materie)|Phasen]] Katalysator und Reaktanten vorliegen, spricht man von [[Homogene Katalyse|homogenen]] oder [[Heterogene Katalyse|heterogenen]] Katalysatoren. [[Biochemie|Biochemische]] Prozesse werden durch [[Enzyme]] katalysiert.

== Geschichte ==
Seit der [[Antike]] werden chemische Reaktionen mit Hilfe von Katalysatoren ausgeführt. Erst [[Jöns Jakob Berzelius]] kam 1835 zu der Erkenntnis, dass eine Vielzahl von Reaktionen nur erfolgte, wenn ein bestimmter Stoff zugegen war, der jedoch nicht verbraucht wurde. Seiner Meinung nach wurden diese Stoffe nicht umgesetzt, lieferten jedoch durch ihre Anwesenheit die Energie über ihre katalytische Kraft. Er bezeichnete diese Stoffe als ''Katalysatoren.''

In der Folgezeit gelang es, tieferes Verständnis für die [[Thermodynamik|thermodynamischen]] Hintergründe der Katalyse zu gewinnen. [[Wilhelm Ostwald]] definierte den Katalysator 1895:

{{Zitat|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.|Wilhelm Ostwald|ref=<ref>Eugen Hintsches: ''Nanozwiebeln würzen die Styrolchemie.'' In: [[MaxPlanckForschung]], ''Schwerpunkt Materialwissenschaften'', Nr. 4, 2002, S. 44–50, hier Seite 48 (Kasten).</ref>}}

Für seine Arbeiten um die Katalyse erhielt Wilhelm Ostwald den [[Nobelpreis für Chemie]].

== Chemie ==
[[Datei:Potential energy profile-Catalysis DE.svg|mini|300px|Energieprofil einer katalysierten ''(rot)'' und einer nicht-katalysierten Reaktion ''(schwarz)'' im direkten Vergleich]]

Die Wirkungsweise eines Katalysators beruht auf seiner Möglichkeit, den Mechanismus einer chemischen Reaktion derart zu verändern, dass die Aktivierungsenergie verändert wird. Man „geht einen anderen Weg“ auf der [[Chemisches Potential|Potential]]-[[Hyperebene]].

Das Potential ist im Allgemeinen eine Funktion mehrerer [[Parameter (Mathematik)|Variablen]]. Deshalb ist im einfachsten Fall, der Abhängigkeit des Potentials von nur zwei Variablen, die sich ändern, das Potential eine dreidimensionale Ebene. Die Variablen können z. B. zwei Bindungsabstände zwischen den Reaktanten sein, die sich während der Reaktion ändern. Dieser einfachste Fall ist zwar anschaulich, aber unrealistisch.

Diese Veränderung der Reaktion geschieht über die Bildung einer reaktiven Zwischenstufe und deren [[Folgereaktion|Abreaktion]] zu den Endprodukten, wobei der eingesetzte Katalysator zurückgebildet wird. In der Praxis werden Katalysatoren durch Nebenreaktionen nach einiger Zeit des Gebrauchs unwirksam, da sie durch Nebenprodukte blockiert werden. Die folgende Grafik ergibt sich als Schnitt durch die Energie-Hyperpotentialfläche.

In der Grafik gibt die obere Kurve (schwarz) die nicht-katalysierte Reaktion
: <math>\mathrm{A + B \longrightarrow AB}</math>

wieder. Die Aktivierungsenergie dieser unkatalysierten Reaktion wird mit <math>E_\mathrm{u}</math> bezeichnet. Die untere Kurve (rot) zeigt den Energieverlauf der durch <math>\mathrm{K}</math> katalysierten Reaktion an. Hier wird über einen Übergangszustand (erstes Profilmaximum) eine Zwischenstufe <math>\mathrm{KA}</math> (lokales Profilminimum) erreicht:
: <math>\mathrm{K + A \longrightarrow KA}</math>

Über einen weiteren Übergangszustand (zweites Profilmaximum) wird das Produkt <math>\mathrm{AB}</math> gebildet, wobei der Katalysator <math>\mathrm{K}</math> zurückgebildet wird:
: <math>\mathrm{KA + B \longrightarrow K + AB}</math>

Die mit <math>E_\mathrm{k}</math> bezeichnete Aktivierungsenergie der katalysierten Reaktion ist geringer.

Als Beispiel kann die katalytische [[Verbrennung (Chemie)|Verbrennung]] von [[Wasserstoff]] mit [[Sauerstoff]] angeführt werden. Diese Verbrennung ist thermodynamisch so günstig, dass sie prinzipiell „freiwillig“ ablaufen sollte, jedoch aufgrund der bei Zimmertemperatur hohen [[Aktivierungsenergie]] so stark gehemmt ist, dass die Reaktionsgeschwindigkeit sehr gering ist. Die Anwesenheit eines [[Platin]]-Katalysators kann diese Aktivierungsenergie derart erniedrigen, dass diese Reaktion hinreichend schnell bei niedrigeren Temperaturen abläuft. Eine Anwendung dafür war das [[Platinfeuerzeug|Döbereinersche Feuerzeug]].

Bei [[Chemisches Gleichgewicht|Gleichgewichtsreaktionen]] verändert ein Katalysator Hin- und Rückreaktion auf die gleiche Weise, so dass die Lage des Gleichgewichts nicht verändert wird, das Gleichgewicht sich aber schneller einstellt.

== {{Anker|Bedeutung der Katalysatoren}}Bedeutung ==
[[Datei:Aufgeschnittener Metall Katalysator für ein Auto.jpg|mini|Aufgeschnittener [[Fahrzeugkatalysator]]]]

Katalysatoren kommen in der Natur in vielfältiger Weise vor. In Lebewesen laufen fast alle lebensnotwendigen chemischen Reaktionen katalysiert ab (beispielsweise bei der [[Photosynthese]], der [[Atmung]] oder der Energiegewinnung aus der Nahrung). Die verwendeten Katalysatoren sind meist bestimmte [[Protein]]e, wie zum Beispiel die Enzyme.

Die Herabsetzung der Aktivierungsenergie durch Katalysatoren ist bei chemischen Reaktionen von großer kommerzieller Bedeutung. Derzeit wird geschätzt, dass etwa 80 % aller chemischen Erzeugnisse eine katalytische Stufe in ihrer [[Wertschöpfungskette]] durchlaufen. Ohne die Anwesenheit des Katalysators würde die jeweilige chemische Reaktion sehr viel langsamer oder gar nicht erfolgen. Deshalb sind Katalysatoren heutzutage kaum noch aus der [[Chemietechnik]] wegzudenken.

Entstehen bei Reaktionen mehrerer Produkte, spielt die [[Stöchiometrie#Selektivität (SP)|Selektivität]] eines Katalysators eine sehr wichtige Rolle. Dabei wird der Katalysator so gewählt, dass nur diejenige Reaktion beschleunigt wird, die das erwünschte Produkt erzielt. Verunreinigungen durch Nebenprodukte werden so weitgehend vermieden.

Aus der Sicht des [[Umweltschutz]]es wird durch den Einsatz von selektiven und aktiven Katalysatoren [[Energie]] eingespart und die Menge an Nebenprodukten reduziert. Nicht minder bedeutsam für die Umwelt ist die [[Abgasnachbehandlung]] in der industriellen Produktion oder in [[Elektrizitätswerk]]en. Im Falle der abgaskatalytischen Verfahren (z. B. in [[Personenkraftwagen|PKW]]) werden unvermeidbare, gefährliche Substanzen in weniger gefährliche umgesetzt.

''Beispiel:'' Im [[Fahrzeugkatalysator|Autoabgaskatalysator]] reagieren das [[Atemgift]] [[Kohlenstoffmonoxid]] (CO) sowie unverbrannte Kohlenwasserstoffe mit NO''x'' und Sauerstoff (O2) zu [[Kohlenstoffdioxid]] (CO2) sowie [[Stickstoff]] und Wasser (H2O).

== {{Anker|Beispiele für Katalysatoren}}Beispiele ==
[[Datei:Verbrennung eines Zuckerwürfels.png|mini|''links:'' Teilweise karamellisierter [[Würfelzucker]], ''rechts:'' Verbrennung eines Zuckerwürfels mit [[Asche]] als Katalysator]]
[[Auermetall|Cereisen]] ([[Haber-Bosch-Verfahren|Ammoniaksynthese]]),
[[Raney-Nickel]],
[[Platin]],
[[Rhodium]],
[[Palladium]],
[[Mangan(IV)-oxid|Braunstein]],
[[Vanadiumpentoxid]] und
[[Samarium]](III)-oxid katalysieren die [[Dehydrierung]] von [[Ethanol]].

[[Hopcalite]], eine Gruppe von Katalysatoren aus verschiedenen [[Metalloxid]]en, katalysieren die Oxidation von Kohlenstoffmonoxid zu Kohlenstoffdioxid bei Raumtemperatur.

[[Fahrzeugkatalysator]]: Bekanntestes Beispiel ist der Katalysator im [[Automobil]] zur Reduktion der [[Emission (Umwelt)|Abgasemissionen]], bei dem das ganze Gerät nach dem chemisch-physikalischen Prinzip benannt ist.

[[Aktivkohlewärmer]]: [[Speisesalz|Salz]] und [[Wasser]] dienen als Katalysatoren. Er dient als Handwärmer.

Für [[Veresterung|Veresterungen]] werden saure Katalysatoren als [[Protonendonator|Protonendonatoren]] verwendet. Diese sorgen dafür, dass das [[Chemisches Gleichgewicht|chemische Gleichgewicht]] während der [[Fischer-Veresterung]] auf die Seite der Produkte verlagert wird. Bekannte Katalysatoren sind die [[p-Toluolsulfonsäure]] und die [[Schwefelsäure]], aber auch [[Natriumhydrogensulfat]] kann als Katalysator wirken.

[[Kupferchromit]] oder [[Eisen(III)-oxid]] die als [[Abbrandmodifikator]]en in Raketenmotoren eingesetzt werden<ref name="rg316170793">[https://www.researchgate.net/publication/316170793_Copper_Chromite_as_Ballistic_Modifier_in_a_Typical_Solid_Rocket_Propellant_Composition_A_Novel_Synthetic_Route_Involved Copper Chromite as Ballistic Modifier in a Typical Solid Rocket Propellant Composition: A Novel Synthetic Route Involved]</ref>

== {{Anker|Wichtige katalytische Verfahren}}Wichtige Verfahren ==
{| class="wikitable"
|- class="hintergrundfarbe6"
!Verfahren
!Produkt
!Katalysator
!Bedingung
!Reaktor
|-
|[[Haber-Bosch-Verfahren]]
|[[Ammoniak|NH3]]
|α-Eisen/Al2O3
|''T'' = 450…500 °C; ''p'' = 25…40 MPa
|Festbettreaktor
|-
|[[Methanolherstellung]]
|[[Methanol|CH3OH]]
|CuO/Cr2O3, ZnO/Cr2O3 oder CuO/ZnO
|''T'' = 210…280 °C; ''p'' = 6 MPa
|Festbettreaktor
|-
|[[Kontaktverfahren]]
|[[Schwefelsäure|H2SO4]]
|V2O5/Träger
|''T'' = 400…500 °C
|Festbettreaktor
|-
|[[Ostwaldverfahren]]
|[[Salpetersäure|HNO3]]
|Platin/[[Rhodium]]
|''T'' = 800 °C
|
|}

== Siehe auch ==
* [[Katalysatorwirkungsgrad]]
* [[Inhibitor]]
* [[Oberflächenchemie#Oberflächenkoordinationschemie|Oberflächenkoordinationschemie]]

== Literatur ==
* [[Ferdi Schüth]]: ''Schlüsseltechnologie der chemischen Industrie: Heterogene Katalyse.'' In: ''[[Chemie in unserer Zeit]],'' 2006, 40, S. 92–103.
* Michael Röper: ''Homogene Katalyse in der chemischen Industrie.'' In: ''Chemie in unserer Zeit,'' 2006, 40, S. 126–135.
* Rainer Stürmer, Michael Breuer: ''Enzyme als Katalysatoren. Chemie und Biologie Hand in Hand.'' In: ''Chemie in unserer Zeit,'' 2006, 40, S. 104–111.

== Weblinks ==
{{Commonscat|Catalysts}}
{{Wiktionary}}
* {{DNB-Portal|4029919-3}}

== Einzelnachweise ==
<references />

{{Normdaten|TYP=s|GND=4029919-3|LCCN=sh85020940|NDL=00572116}}

[[Kategorie:Katalysator| ]]
[[Kategorie:Physikalische Chemie]]

Katalysator - Versionsgeschichte

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