Wie wirkt ein Katalysator bei chemischen Reaktionen und was besagt die Stoßtheorie?

Ein Katalysator ist eine Substanz, die die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöht, ohne dabei selbst verbraucht zu werden. Die Wirkweise eines Katalysators lässt sich durch die Stoßtheorie und das Konzept der Aktivierungsenergie erklären.

**Stoßtheorie:**
Die Stoßtheorie besagt, dass chemische Reaktionen nur dann stattfinden, wenn die reagierenden Teilchen (Atome, Moleküle oder Ionen) mit ausreichender Energie und in der richtigen Orientierung zusammenstoßen. Diese Energie, die notwendig ist, um die Reaktion zu starten, wird als Aktivierungsenergie bezeichnet.

**Wirkweise eines Katalysators:**
1. **Senkung der Aktivierungsenergie:** Ein Katalysator bietet einen alternativen Reaktionsweg mit einer niedrigeren Aktivierungsenergie. Dadurch können mehr Teilchen die notwendige Energiebarriere überwinden und reagieren, was die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht.

2. **Erhöhung der effektiven Kollisionen:** Durch die Bereitstellung einer geeigneten Oberfläche oder durch Bildung von Zwischenprodukten kann ein Katalysator die Wahrscheinlichkeit erhöhen, dass die Teilchen in der richtigen Orientierung zusammenstoßen.

3. **Bildung von Zwischenprodukten:** In vielen Fällen bildet der Katalysator vorübergehend Zwischenprodukte, die dann weiter reagieren, um die Endprodukte zu bilden. Diese Zwischenprodukte haben oft eine niedrigere Aktivierungsenergie als die direkte Reaktion ohne Katalysator.

Ein Beispiel ist die Zersetzung von Wasserstoffperoxid (H₂O₂) in Wasser (H₂O) und Sauerstoff (O₂) unter Verwendung von Mangan(IV)-oxid (MnO₂) als Katalysator. Der Katalysator bietet eine Oberfläche, auf der die H₂O₂-Moleküle adsorbiert werden und leichter zerfallen können.

Zusammengefasst erhöht ein Katalysator die Reaktionsgeschwindigkeit, indem er die Aktivierungsenergie senkt und die Anzahl der effektiven Kollisionen zwischen den Reaktanten erhöht, ohne dabei selbst verbraucht zu werden.