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| [[Datei:Natriumexplosion.jpg|mini|250px|Explosive Reaktion von [[Natrium]] und [[Wasser]]]] | | #WEITERLEITUNG [[Infektionskrankheit#Infektionswege]] |
| [[Datei:AktivierungsenergieV2.svg|miniatur|300px|Die Beziehung zwischen Aktivierungsenergie (''E<sub>a</sub>'') und [[Bildungsenthalpie]] (Δ''H'') mit und ohne Katalysator am Beispiel einer exothermen Reaktion. Dabei muss der durch den energiereichen Übergangszustand bedingte Energierberg überwunden werden. Durch einen Katalysator bildet sich ein Übergangszustand mit geringerer Energie, wodurch die Reaktionsgeschwindigkeit erhöt wird.]]
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| [[Datei:ThermiteFe2O3.JPG|mini|250px|[[Wikipedia:Thermitreaktion|Thermitreaktion]] von [[Wikipedia:Eisen(III)-oxid|Eisen(III)-oxid]] und [[Aluminium]]]]
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| [[Datei:Triosephosphate isomerase.jpg|mini|250px|Bändermodell des Enzyms [[Wikipedia:Triosephosphatisomerase|Triosephosphatisomerase]] (TIM, TPI) nach {{PDB|2jk2}} ]]
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| [[Datei:Energiediagramm-Enzymreaktion.svg|mini|250px||Energiediagramm der Enzym-Katalyse: Die Aktivierungsenergie (freie Aktivierungsenthalpie) wird im Vergleich zu unkatalysierten Reaktionen durch Stabilisierung des Übergangszustandes gesenkt. Die freie [[Wikipedia:Reaktionsenthalpie|Reaktionsenthalpie]] bleibt dabei unverändert.]]
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| Eine '''chemische Reaktion''' ist ein [[Chemie|chemischer]] [[Prozess]], bei dem ein oder mehrere [[Chemisches Element|chemische Elemente]] oder [[chemische Verbindungen]] als '''Reaktanten''' (seltener '''Reaktanden''' oder veraltet '''Edukte''', von [[lat.]] ''eductum'' „Herausgeführtes“) in andere chemische [[Stoff]]e, die '''Produkte''', umgewandelt werden. Dabei wird „chemische“ [[Energie]] z.B. in Form von [[Wärme]] und/oder [[Licht]] abgegeben oder verbraucht, die sog. '''Reaktionsenthalpie''' (von {{ELSalt|ἐν}} ''en'' „in“ und {{polytonisch|θάλπειν}} ''thálpein'' „erwärmen“) oder '''Reaktionswärme''': <math>\Delta H_\mathrm{R} = H_\mathrm{Produkte} - H_\mathrm{Edukte}</math>. Bei einer '''exothermen Reaktion''', beispielsweise bei einer [[Verbrennung (Chemie)|Verbrennung]], wird Energie freigesetzt (<math>\Delta H_\mathrm{R} < 0</math>), bei einer '''endothermen Reaktion''' hingegen verbraucht (<math>\Delta H_\mathrm{R} > 0</math>).
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| == Aktivierungsenergie ==
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| Damit eine Reaktion überhaupt in Gang kommt, ist die Zufuhr einer entsprechenden '''Aktivierungsenergie''' <math>E_\mathrm{A}</math> notwendig, die üblicherweise in [[Joule]] pro [[mol]] (J·mol<sup>−1</sup>) angegeben wird. So kann man etwa ein [[Wikipedia:Streichholz|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 [[Katalysator]]s, der die nötige Aktivierungsenergie verringert, kann die Reaktion gegebenenfalls wesentlich beschleunigt werden.
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| == Beispiele ==
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| Eine einfache chemische Reaktion ist beispielsweise die [[Verbrennung]], bei der ein brennbarer Stoff mit dem [[Sauerstoff]] ([[lat.]] ''Oxygenium''; abgeleitet von {{ELSalt|ὀξύς}} ''oxys'' „scharf, spitz, sauer“ und {{polytonisch|γεν-}} ''gen-'' „erzeugen“) der [[Luft]] unter Energieabgabe reagiert. So entsteht etwa bei der Verbrennung von [[Kohlenstoff]] mit einer ausreichenden Menge Sauerstoff das gasförmige [[Wikipedia:Kohlendioxid|Kohlendioxid]] (bzw. bei Sauerstoffmangel das sehr giftige [[Wikipedia:Kohlenmonoxid|Kohlenmonoxid]]):
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| :<math>\mathrm{C\ +\ O_2 \longrightarrow \ CO_2 \ ; \quad \Delta} H = -394 \; \mathrm{kJ/mol}</math><ref>''Schülerduden Chemie'', Bibliografisches Institut & F.A. Brockhaus AG, Mannheim 2007, ISBN 978-3-411-05386-5, S. 195.</ref>
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| Eine anderes Beispiel ist die rechts im Bild gezeigte stark exotherme [[Wikipedia:Thermitreaktion|Thermitreaktion]] von [[Wikipedia:Eisen(III)-oxid|Eisen(III)-oxid]] und [[Aluminium]], bei der Temperaturen bis über 2000 °C erreicht werden:
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| :<math>\mathrm{Fe_2O_3 + 2 \ Al \longrightarrow Al_2O_3 + 2 \ Fe; \quad \Delta} H = -851{,}5 \; \mathrm{kJ/mol}</math>
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| Das Bild rechts oben zeigt die Reaktion von metallischem [[Natrium]] mit [[Wasser]]. Das bei der Reaktion gebildete [[Wasserstoff]]gas entzündet sich, verbrennt explosionsartig und reißt geschmolzene Natriumtröpfchen mit, die zu [[Wikipedia:Natriumoxid|Natriumoxid]] bzw. [[Wikipedia:Natriumperoxid|Natriumperoxid]] verbrennen:
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| :<math>\mathrm{2 \ Na + 2 \ H_2O \rightarrow 2 \ NaOH + H_2}; </math>
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| :<math>\mathrm{4\ Na + O_2 \longrightarrow 2\ Na_2O;} {\quad \Delta} H = -431{,}6 \; \mathrm{kJ/mol}</math>
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| :<math>\mathrm{2\ Na_2O + O_2 \longrightarrow 2\ Na_2O_2;} {\quad \Delta} H = -79{,}6 \; \mathrm{kJ/mol}</math>
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| === Friedrich Wöhlers Harnstoffsynthese (1828) ===
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| Als es dem [[Wikipedia:Deutschland|deutschen]] [[Chemiker]] [[Wikipedia:Friedrich Wöhler|Friedrich Wöhler]] (1800-1882) erstmals [[Wikipedia:1828|1828]] gelang, [[Harnstoff]] aus der salzartigen [[Anorganische Verbindung|anorganischen Verbindung]] [[Wikipedia:Ammoniumcyanat|Ammoniumcyanat]] herzustellen, galt dies als Beweis, dass die Synthese organischer Verbindungen keiner besonderen „[[Lebenskraft]]“ bedürfe:
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| :<math>\mathrm{AgNCO + NH_4Cl \rightarrow NH_4(NCO) + AgCl}</math>
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| Wöhler erkannte dabei ganz richtig, dass die intermediär gebildete Verbindung [[Wikipedia:Ammoniumcyanat|Ammoniumcyanat]] (NH<sub>4</sub>NCO) die eigentliche Harnstoffquelle darstellte:
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| : [[Datei:Urea Synthesis Woehler.png|ohne|300px|Harnstoffsynthese nach Wöhler]]
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| === Biochemische Reaktionen ===
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| [[Biochemie|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 [[Wikipedia:Triosephosphatisomerase|Triosephosphatisomerase]] (TIM, TPI) in einem Teilschritt der [[Wikipedia:Glycolyse|Glycolyse]], dem lebenswichtigen [[Zucker]]abbau in allen [[Organismen]], die Umwandlung von [[Wikipedia:Dihydroxyacetonphosphat|Dihydroxyacetonphosphat]] (DHAP) zu [[Wikipedia:Glycerinaldehyd-3-phosphat|Glycerinaldehyd-3-phosphat]] (GAP):
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| [[Datei:Dihydroxyacetonphosphat Skelett.svg|140px]] <math>\rightleftharpoons</math> [[Datei:D-Glycerinaldehyd-3-phosphat Skelett.svg|130px]]
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| == Siehe auch ==
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| * {{WikipediaDE|Chemische Reaktion}}
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| * {{WikipediaDE|Aktivierungsenergie}}
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| * {{WikipediaDE|Reaktionsenthalpie}}
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| == Einzelnachweise ==
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| <references />
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| [[Kategorie:Chemie]] [[Kategorie:Biochemie]]
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