Chemie: was bedeutet es, die „Aktivierungsenergie“ zu senken?

Question

Bitte helft meinem Mediziner-Hirn auf die Sprünge, denn ich verstehe es einfach nicht.
Nach mehreren unterschiedlichen Videos, Erklärungen und Vorlesungen bin ich extrem verwirrt, was die Nomenklatur der Aktivierungsenergie angeht.
Bis hier hin verstehe ich es noch :

damit eine Reaktion stattfinden kann, muss sich ein Substrat in einem energetisch günstigen Zustand befinden (also einer günstigen Position gegenüber dem anderen Reaktanden) = dem Übergangszustand
 Katalysatoren sind dafür da, um Substrate/Reaktanden in diesen Übergangszustand zu bringen, damit die reagieren können.

Jetzt kommt der Teil, den ich nicht verstehe:
Es wird geschrieben, dass der Katalysator die nötige „Aktivierungsenergie“, damit eine Reaktion stattfindet, herab setzt / sie erniedrigt 
Ich verstehe das nicht, denn die Energie, die der Reaktand braucht, um in diesen Zustand zu kommen, wo er reagieren kann ist doch immernoch gleich groß und wird auch immernoch benötigt, denn es geht keine Energie verloren. Der Katalysator hat den Reaktionspartner lediglich schon in diesen Übergangszustand versetzt, von wo er reagieren kann.
Der Katalysator verändert den Zustand des Reaktanden und nicht den Weg zur Reaktion.
Oder habe ich das jetzt komplett falsch verstanden ?
Kann man sagen, dass der Katalysator den energetischen Zustand des Reaktanden/Substrates erhöht, sodass der Reaktand den Übergangszustand einfach leichter erreicht?
Ich hoffe, man versteht was ich meine.

indiachinacook · Accepted Answer

In einer chemischen Reaktion reagiert ein Edukt zu einem Produkt. Damit die Reaktion spontan ablaufen kann, muß die freie Energie des Produkts tiefer sein als die des Edukts. Im Regelfall heißt das auch, daß die Energie des Produkts tiefer sein muß als die des Edukts, und deshalb rede ich ich im weiteren nur von Energie und lasse die Kom­plikationen mit Entropie und Enthalpie und freier Enthalpie etc. weg.
Also reagiert das Edukt (bzw. die Eduktmischung) zum Produkt (bzw. der Produkt­mischung), und die Energiedifferenz wird als Reaktions­energie frei. Außerdem läuft die Reaktion mit einer Geschwindigkeit ab, die bei verschiedenen Funktionen um viele Größenordnungen variieren kann. Wenn eine Reaktion zu langsam ist, dann kann man sie nicht beobachten, und in der Praxis wird das Produkt dann oft von irgendeiner Kon­kur­­renzreaktion verbraucht und zu einem anderen Produkt umgesetzt.
Die Geschwindigkeit einer Reaktion hängt vorwiegend von ihrer Aktivierungsenergie ab, und von der Temperatur. In biologischen Systemen kann man nicht einfach die Temperatur erhöhen, um Reaktionen ablaufen zu lassen. Daher braucht man oft einen Weg, die Aktivierungsenergie zu senken. Und das ist tatsächlich möglich, die die Akti­vie­­rungs­­energie hängt (anders als die Reaktionsenergie) vom Reaktionsweg ab, und Katalysatoren bieten ja neue Reaktionswege (=Reaktionsmechanismen) an.
Die Aktivierungsenergie ist der Energieunterschied zwischen dem Produkt und der höchsten Energie am Reaktionsweg (also dem höchstliegenden Übergangszustand). Wenn ein Katalysator einen alternativen Reaktionsweg anbietet, dann verläuft der na­türlich über andere Übergangszustände, und wenn die alle tiefer liegen, dann wird die Reaktion wirklich beschleunigt.
Auf die Reaktionsenergie hat das allerdings keinen Einfluß: Man muß das Eduktmole­kül mit der Aktivierungsenergie anstoßen, und am Ende bekommt das Produktmole­kül die Reaktionsenergie plus die hineingesteckte Aktivierungsenergie heraus. Der Net­to­energiegewinn ist also immer einfach die Reaktionsenergie, und unabhängig von der Aktivierungsenergie und damit dem Vorhandensein eines Katalysators.

pchem · Answer

Die Aktivierungsenergie ist eine Art Barriere zwischen Edukt und Produkt. Betrachtet man eine exotherme Reaktion (d.h. Energie wird freigesetzt) und nimmt man eine Aktivierungsenergie von 0 an, dann würde das bedeuten, dass das Edukt sofort zum Produkt reagiert. In der Realität tut es das oft nicht, d.h. tatsächlich muss aus dem Edukt zunächst ein Übergangszustand hervorgehen, welcher energetisch etwas über dem Edukt liegt und erst aus diesem Übergangszustand kann dann das Produkt gebildet werden. Katalysatoren können die Aktivierungsenergie einer Reaktion senken, indem sie einen alternativen Reaktionsweg ermöglichen, welcher über einen energetisch tiefer liegenden Übergangszustand erfolgt.

Man kann sich zur Veranschaulichung einen Ball vorstellen, der sich in einem Brunnen auf einem Berg befindet. Damit der Ball den Berg hinunterrollen kann, muss er zunächst aus dem Brunnen gehoben werden (d.h. eine Aktivierungsenergie überwunden werden). Ein Katalysator könnte demgegenüber einen neuen Pfad eröffnen, bei dem der Ball stattdessen durch einen waagrechten Tunnel den Brunnen zum Hang hin verlässt.

deryHD · Answer

Hallo,ein Katalysator senkt die Aktivierungsenergie, indem er einen alternativen Reaktionsweg mit einem niedrigeren Energieberg anbietet. Das bedeutet, dass weniger Energie benötigt wird, um die Reaktanden in den Übergangszustand zu versetzen. Der energetische Zustand der Reaktanden wird dabei nicht erhöht, sondern der Katalysator stabilisiert den Übergangszustand, sodass dieser leichter erreicht wird.Beste Grüße!

newcomer · Answer

https://de.wikipedia.org/wiki/Katalysator

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. Er beschleunigt die Hin- und Rückreaktion gleichermaßen und ändert somit die Kinetik chemischer Reaktionen, nicht aber deren Thermodynamik.

Ein Katalysator nimmt an einer chemischen Reaktion unter Bildung einer intermediären Stufe mit den Reaktanten 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 Phasen Katalysator und Reaktanten vorliegen, spricht man von homogenen oder heterogenen Katalysatoren. Biochemische Prozesse werden durch Enzyme katalysiert.

https://de.wikipedia.org/wiki/Aktivierungsenergie

Die Aktivierungsenergie, geprägt 1889 von Svante Arrhenius, ist eine energetische Barriere, die bei einer chemischen Reaktion von den Reaktionspartnern überwunden werden muss. Allgemein gilt: Je niedriger die Aktivierungsenergie, desto schneller verläuft die Reaktion. Eine hohe Aktivierungsenergie hemmt Reaktionen, die wegen fester Bindung der Endprodukte aus energetischen Gründen zu erwarten wären, und verhindert oder verzögert damit die Einstellung eines chemischen Gleichgewichts. So kann eine Mischung aus Methan und dem Sauerstoff der Luft bei Standardbedingungen nahezu unverändert existieren (d. h. die Reaktion läuft unmessbar langsam ab), obwohl die exergone Reaktion zu Kohlendioxid und Wasser aus thermodynamischer Sicht „spontan“ ablaufen sollte. Die Aktivierungsenergie nach Arrhenius ist eine empirische Größe, die sich durch die hohe Temperaturabhängigkeit der Geschwindigkeit von vielen chemischen Reaktionen ermitteln lässt.^[1]

Allgemein werden alle Prozesse als aktivierte Prozesse bezeichnet, bei denen eine energetische Barriere überwunden werden muss, um ein thermodynamisches System von einem Zustand in einen anderen zu überführen. Hierzu zählen neben chemischen Reaktionen im engeren Sinne auch zahlreiche andere Prozesse wie Änderungen der Konformation, Keimbildung, Kristallisation, Kavitation oder die Entstehung von Brüchen oder Erdbeben.^[2]

f0felix · Answer

Der Katalysator bewirkt eine Herabsetzung der Aktivierungseneegie, da in seiner Anwesenheit die Reaktion weniger Energie benötigt. Wieso beweirkt der Katalysator das, dies ist von Fall zu Fall unterschiedlich;

Schau doch mal eine Erklärung einer Reaktion mit Katalysator genauer an

Chemie: was bedeutet es, die „Aktivierungsenergie“ zu senken?

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