Heizen und Antreiben: Unterschied zwischen den Versionen

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Als exotherm (griechisch ἔξω exo ,außen‘ und θερμός thermós ,warm‘, ,heiß‘, ,hitzig‘) bezeichnet man eine chemische Reaktion, wenn deren Produkte einen geringeren Energiegehalt haben als die Ausgangsstoffe. Gelegentlich werden exotherme Reaktionen auch pauschal definiert als Reaktionen, die Wärme abgeben.

In einem Energiediagramm kann man das so darstellen:

Typische exotherme Reaktionen sind:

• Feuer (Verbrennung) sowie
• Abbinden (= Aushärten) von Beton (erwärmt sich messbar, aber ohne Glühen!)

Es erscheint zunächst naheliegend anzunehmen, dass die exothermen Reaktionen gerade diejenigen Reaktionen seien, die freiwillig ablaufen, und dass sie um so heftiger abliefen, je mehr Wärme freigesetzt wird. In vielen Fällen verhalten sich die chemischen Reaktionen auch tatsächlich so. Es gibt aber auch exotherme Reaktionen, bei denen man gar nicht erkennen kann, dass Ernegie abgegeben wird, weil nur wenig Energie frei wird. Ganz freiwillig - also ohne Zutun - laufen aber auch die meisten exotermen Reaktionen nicht ab. Meist bedarf es einer Aktivierungsenergie, die zuerst zugeführt werden muss.

Die Aktivierungsenergie ist eine Art Energie-Barriere, die bei einer chemischen Reaktion von den Reaktionspartnern überwunden werden muss. Allgemein gilt: Je niedriger die Aktivierungsenergie, desto schneller/freiwlliger läuft die Reaktion ab. Im Verlauf einer chemischen Reaktion findet eine Umgruppierung der Atome, von den Edukten hin zu den Produkten statt, wobei alte Verbindungen aufgebrochen und neue Verbindungen geknüpft werden. Die Edukte durchlaufen dabei einen aktivierten Zustand, den sog. Übergangszustand (siehe Abbildung rechts, Kurvenmaximum), dessen Erreichen eine bestimmte Energie (Aktivierungsenergie) erfordert.

Katalysator (von der Katalyse – griechisch κατάλυσις katálysis, deutsch ‚Auflösung‘ mit lateinischer Endung) bezeichnet in der Chemie einen Stoff, der die Reaktionsgeschwindigkeit durch die Senkung der Aktivierungsenergie einer chemischen Reaktion erhöht, ohne dabei selbst verbraucht zu werden. Die Menge an freiwerdender Energie bleibt letztendlich aber identisch.

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.

Als Definition sollte man sich merken: Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Aktivierungsenergie einer Reaktion herabsetzt (er hilft sozusagen über den Energieberg). Er nimmt an der Reaktion teil, geht aber am Ende unverändert aus ihr hervor (er nimmt dann von neuem an der Reaktion teil). Die freiwerdende Reaktionsenergie wird nicht verändert. Dadurch wird die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht, es laufen aber auch einige Reaktionen erst dann ab, wenn man eine Katalysator verwendet.

Ein typisches und bekanntes Beispiel ist der Autokatalysator der verhindern soll, dass unverbrannter oder nicht vollständig verbrannter Kraftstoff als Abgas aus dem Auspuff kommt. Hier wird die Reaktion mit Sauerstoff gefördert und so eine vollständige Verbrennung erreicht.

Das Gegenteil von einer Exothermen Reaktion ist eine Endotherme Reaktion. Als endotherm werden in der Chemie Reaktionen bezeichnet, bei denen Energie zugeführt werden muss. Eine endotherme Reaktion ist demnach eine Reaktion, bei der Energie, etwa in Form von Wärme, aus der Umgebung aufgenommen wird. Beispiele für endotherme Reaktionen sind die Photosynthese der Pflanzen oder Gewinnung von Wasserstoff in einer Elektrolyse aus Wasser mit Hilfe von Sonnenenergie. Dabei entstehen Stoffe, die einen höheren Energieinhalt haben als die Ausgangsstoffe. In den genannten Beispielen werden dabei Stoffe als Energiespeicher verwendet, die dann wiederum bei einer anderen chemischen Reaktion wieder Energie liefern können.