Polymer

Explosive Reaktion von Natrium und Wasser

Thermitreaktion von Eisen(III)-oxid und Aluminium

Bändermodell des Enzyms Triosephosphatisomerase (TIM, TPI) nach PDB 2jk2

Energiediagramm der Enzym-Katalyse: Die Aktivierungsenergie (freie Aktivierungsenthalpie) wird im Vergleich zu unkatalysierten Reaktionen durch Stabilisierung des Übergangszustandes gesenkt. Die freie Reaktionsenthalpie bleibt dabei unverändert.

Eine chemische Reaktion ist ein chemischer Prozess, bei dem ein oder mehrere chemische Elemente oder chemische Verbindungen in andere chemische Stoffe umgewandelt werden. Dabei wird Energie z.B. in Form von Wärme und/oder Licht abgegeben oder verbraucht, die sog. Reaktionsenthalpie (griech. ἐν en „in“ und θάλπειν thálpein „erwärmen“): $\Delta H_{\mathrm {R} }=H_{\mathrm {Produkte} }-H_{\mathrm {Edukte} }$

Aktivierungsenergie

Ein entzündetes Streichholz

Damit eine Reaktion überhaupt in Gang kommt, ist die Zufuhr einer entsprechenden Aktivierungsenergie notwendig. So kann man etwa ein Streichholz nur entzünden, wenn man ihm durch Reibung mechanische Energie bzw. Wärmeenergie zuführt. Bei scheinbar spontan ablaufenden Reaktionen wird die nötige Energie unmittelbar der Umgebungswärme entnommen. Je höher die zugeführte Wärme bzw. je geringer die benötigte Aktivierungsenergie ist, desto schneller läuft die Reaktion ab. Durch Beigabe kleiner Mengen eines spezifischen Katalysators, der die nötige Aktivierungsenergie verringert, kann die Reaktion gegebenenfalls wesentlich beschleunigt werden.

Beispiele

Eine einfache chemische Reaktion ist beispielsweise die Verbrennung, bei der ein brennbarer Stoff mit dem Sauerstoff (lat. Oxygenium; abgeleitet von griech. ὀξύς oxys „scharf, spitz, sauer“ und γεν- gen- „erzeugen“) der Luft unter Energieabgabe reagiert. So entsteht etwa bei der Verbrennung von Kohlenstoff mit einer ausreichenden Menge Sauerstoff das gasförmige Kohlendioxid (bzw. bei Sauerstoffmangel das sehr giftige Kohlenmonoxid):

$\mathrm {C\ +\ O_{2}\longrightarrow \ CO_{2}\ ;\quad \Delta } H=-394\;\mathrm {kJ/mol}$

Eine anderes Beispiel ist die rechts im Bild gezeigte stark exotherme Thermitreaktion von Eisen(III)-oxid und Aluminium, bei der Temperaturen bis über 2000 °C erreicht werden:

$\mathrm {Fe_{2}O_{3}+2\ Al\longrightarrow Al_{2}O_{3}+2\ Fe;\quad \Delta } H=-851{,}5\;\mathrm {kJ/mol}$

Das Bild rechts oben zeigt die Reaktion von metallischem Natrium mit Wasser. Das bei der Reaktion gebildete Wasserstoffgas entzündet sich, verbrennt explosionsartig und reißt geschmolzene Natriumtröpfchen mit, die zu Natriumoxid bzw. Natriumperoxid verbrennen:

$\mathrm {2\ Na+2\ H_{2}O\rightarrow 2\ NaOH+H_{2}} ;$

$\mathrm {4\ Na+O_{2}\longrightarrow 2\ Na_{2}O;} {\quad \Delta }H=-431{,}6\;\mathrm {kJ/mol}$

$\mathrm {2\ Na_{2}O+O_{2}\longrightarrow 2\ Na_{2}O_{2};} {\quad \Delta }H=-79{,}6\;\mathrm {kJ/mol}$

Wöhlers Harnstoffsynthese (1828)

Als es dem deutschen Chemiker Friedrich Wöhler (1800-1882) erstmals 1828 gelang, Harnstoff aus der salzartigen anorganischen Verbindung Ammoniumcyanat herzustellen, galt dies als Beweis, dass die Synthese organischer Verbindungen keiner besonderen „Lebenskraft“ bedürfe:

$\mathrm {AgNCO+NH_{4}Cl\rightarrow NH_{4}(NCO)+AgCl}$

Wöhler erkannte dabei ganz richtig, dass die intermediär gebildete Verbindung Ammoniumcyanat (NH₄NCO) die eigentliche Harnstoffquelle darstellte:

Harnstoffsynthese nach Wöhler

Biochemische Reaktionen

Biochemische Prozesse, die für den Stoffwechsel aller Lebewesen von zentraler Bedeutung sind, laufen stets nur in Anwesenheit eines meist sehr komplex gebauten Katalysators in nennenswerter Geschwindigkeit ab. So katalysiert etwa das Enzym Triosephosphatisomerase (TIM, TPI) in einem Teilschritt der Glycolyse, dem lebenswichtigen Zuckerabbau in allen Organismen, die Umwandlung von Dihydroxyacetonphosphat (DHAP) zu Glycerinaldehyd-3-phosphat (GAP):

$\rightleftharpoons$

Siehe auch

• Chemische Reaktion - Artikel in der deutschen Wikipedia
• Aktivierungsenergie - Artikel in der deutschen Wikipedia
• Reaktionsenthalpie - Artikel in der deutschen Wikipedia