imported>Odyssee |
imported>Joachim Stiller |
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| [[Datei:Natriumexplosion.jpg|mini|250px|Explosive Reaktion von [[Natrium]] und [[Wasser]]]] | | Ein '''Sedativ''' oder '''Sedativum''' (von [[lat.]] ''sedare'' „beruhigen“) ist eine [[psychotrope Substanz]], die als '''Beruhigungsmittel''' oder als '''[[Betäubungsmittel]]''' (im [[medizin]]ischen Sinn) entspannend, dämpfend bzw. aktivitätshemmend auf den [[tier]]ischen oder [[mensch]]lichen [[Organismus]] wirkt. Im [[juristisch]]en Sinn werden alle Rauschdrogen in der Regel als '''Betäubungsmittel''' gewertet, auch wenn sie eine [[stimulierend]]e Wirkung haben, und fallen daher unter das [[Wikipedia:Betäubungsmittelgesetz|Betäubungsmittelgesetz]]. Im Drogenmilieu werden die Beruhigungsmittel auch als '''Downer''' bezeichnet. |
| [[Datei:AktivierungsenergieV2.svg|miniatur|250px|Die Beziehung zwischen Aktivierungsenergie ({{polytonisch|''E<sub>a</sub>''}}) und [[Bildungsenthalpie]] ({{polytonisch|Δ''H''}}) bei einer exothermen Reaktion. Dabei muss der durch den energiereichen Übergangszustand bedingte Energieberg überwunden werden. Durch einen Katalysator bildet sich ein Übergangszustand mit geringerer Energie, wodurch die Reaktionsgeschwindigkeit erhöht wird.]]
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| [[Datei:ThermiteFe2O3.JPG|mini|250px|[[Wikipedia:Thermitreaktion|Thermitreaktion]] von [[Wikipedia:Eisen(III)-oxid|Eisen(III)-oxid]] und [[Aluminium]]]] | |
| [[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. Sind diese ebenfalls reaktionsfreudig, so kann es zu weiteren '''Folgereaktionen''' kommen. Viele Reaktionen führen erst über ein oder mehrere '''Zwischenprodukte''' ('''Intermediate''') zum [[Endprodukt]], das isoliert und gereinigt wird.
| | Die [[bewusstsein]]sdämpfende Wirkung beruht im wesentlichen darauf, dass die Verbindung von [[Ich]] und [[Astralleib]] mit dem vom [[Ätherleib]] weiterhin belebten [[Physischer Leib|physischen Leib]] gelockert wird, namentlich im [[Kopf]]- und [[Brust]]bereich, und als Folge die Aktivität des [[Zentralnervensystem]]s gedämpft wird. Dadurch wird ein [[schlaf]]ähnlicher Zustand bis hin zum anhaltenden [[Tiefschlaf]] induziert. Wie sich das Gefüge der [[Wesensglieder]] im Detail verändert, hängt naturgemäß von dem verwendeten Sedativum und von den augenblicklichen individuellen Gegebenheten des [[Organismus]] ab. Die gegenteilige Wirkung haben [[Aufputschmittel]] (''Stimulantia''), wobei aber Überschneidungen durchaus möglich sind. Sedativa unterscheiden sich aber auch von [[Analgetika]] (''Schmerzmittel''), die im Idealfall nur den [[Schmerz]] dämpfen, aber das [[Wachbewusstsein]] nicht oder nur wenig beeinflussen. |
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| == Exotherme und endotherme Reaktionen == | | == Siehe auch == |
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| Bei chemischen Reaktionen 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>. Eine '''exotherme Reaktion''', beispielsweise eine [[Verbrennung (Chemie)|Verbrennung]], setzt Energie frei ( <math>\Delta H_\mathrm{R} < 0</math> ), eine '''endothermen Reaktion''' hingegen verbraucht Energie ( <math>\Delta H_\mathrm{R} > 0</math> ).
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| Nach dem zuerst 1851 von dem dänischen Chemiker [[w:Julius Thomsen|Julius Thomsen]] (1826-1909) und 1866 auch von dem französischen Chemiker [[w:Marcelin Berthelot|Marcelin Berthelot]] (1827-1907) aufgestellten und nach ihnen benannten '''Thomsen-Berthelotschen Prinzip''' dachte man zunächst fälschlich, dass die Reaktionswärme ein geeignetes Maß für die [[Affinität (Chemie)|Triebkraft]] einer chemischen Reaktion sei<ref>Otto Sackur, Cl. v. Simson: ''Lehrbuch der Thermochemie und Thermodynamik'', Verlag von Julius Springer, Berlin 1928, S. 94f. [https://books.google.at/books?id=nxmhBgAAQBAJ&pg=PA94 google]</ref>. Entscheidend ist aber vielmehr die nachstehend beschriebene [[freie Enthalpie]].<ref>{{Holleman-Wiberg| Auflage=71 |Startseite=57 |Endseite=58}}</ref> Das Thomsen-Berthelotsche Prinzip ist nur bei tiefen Temperaturen näherungsweise gültig, weil dann der [[Entropie]]-Term der freien Enthalpie klein genug ist, um vernachlässigt zu werden.
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| == Exergone und endergone Reaktionen ==
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| Für den Ablauf einer chemischen Reaktion ist die Änderung der [[freie Enthalpie|freien Enthalpie]] <math>\Delta G</math> (auch [[Gibbs-Energie]] genannt) maßgeblich. Sie berücksichtigt auch die Änderung der [[Entropie]] <math>\Delta S</math>. Mit der [[Absolute Temperatur|absoluten Temperatur]] <math>T</math> ergibt sich für die '''freie Reaktionsenthalpie''' folgender Zusammenhang:
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| :<math>\Delta G = \Delta H - T \cdot \Delta S </math>
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| Für '''exergone Reaktionen''' ist <math>\Delta G < 0</math>; sie laufen als '''spontane Reaktion''' in Richtung der [[Produkt (Chemie)|Produkte]] ab. Bei '''endergonen Reaktionen''' mit <math>\Delta G > 0</math> ist die Rückreaktion begünstigt und bei <math>\Delta G = 0</math> stehen Hin- und Rückreaktion im Gleichgewicht. Mithilfe der freien Enthalpie und der [[Universelle Gaskonstante|universellen Gaskonstante]] <math>R</math> lässt sich entsprechend die Gleichgewichtskonstante <math>K</math> der Reaktion berechnen:
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| :<math>K = \exp \left( \frac{-\Delta G}{R \cdot T} \right) </math>
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| == Aktivierungsenergie ==
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| Damit eine Reaktion, egal ob exotherm oder endotherm, 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. Nach der [[1884]] von dem niederländischen Chemiker [[w:Jacobus Henricus van ’t Hoff|Jacobus Henricus van ’t Hoff]] aufgestellten '''RGT-Regel''' ('''R'''eaktions'''g'''eschwindigkeit-'''T'''emperatur-Regel, auch '''van-’t-Hoff’sche Regel''') gilt, dass eine Temperaturerhöhung um 10 [[Kelvin|K]] die [[Reaktionsgeschwindigkeit]] ungefähr verdoppelt. Durch Beigabe kleiner Mengen eines spezifischen [[Katalysator]]s, der die nötige Aktivierungsenergie verringert, kann die Reaktion gegebenenfalls wesentlich beschleunigt werden.
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| Die Temperaturabhängigkeit der [[Geschwindigkeitskonstante]]n <math>k</math> einer chemischen Reaktion kann durch die von [[w:Svante Arrhenius|Svante Arrhenius]] empirisch aufgestellte und später nach ihm benannte '''Arrhenius-Gleichung''' ermittelt werden:
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| {{Notiz|<math>k = A \cdot \mathrm{e}^{-\frac{E_\mathrm{A}}{R \cdot T}}</math> '''Arrhenius-Gleichung'''}}
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| dabei ist
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| :<math>A</math> ein präexponentieller Faktor, der in vielen Fällen als ''nicht'' temperaturabhängig angenommen werden kann,
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| :<math>E_\mathrm{A}</math> die Aktivierungsenergie in [[Joule|J]]/[[mol]],
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| :<math>R = 8{,}314 \mathrm{J/K\,mol}</math> die [[universelle Gaskonstante]],
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| :<math>T</math> die [[absolute Temperatur]] in [[Kelvin|K]].
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| Der hier auf ein [[Mol]] bezogene '''Boltzmann-Faktor''' <math>\mathrm{e}^{-\frac{E_\mathrm{A}}{R \cdot T}}</math> gibt dabei an, wie viele Teilchen pro Mol im statistischen Durchschnitt die nötige Aktivierungsenergie <math>E_\mathrm{A}</math> bei der gegebenen [[Thermische Energie|thermischen Energie]] <math>R \cdot T</math> aufbringen können.
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| == Reaktionsgleichung ==
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| Eine '''Reaktionsgleichung''' beschreibt eine chemische Reaktion symbolisch im [[stöchiometrisch]] richtigen Verhältnis. Auf der linken Seite der Gleichung stehen die Reaktanten, versehen mit einer entsprechenden '''stöchiometrischen Zahl''' <math>\nu</math><ref>{{Gold Book|stoichiometric number|S06025|Version=2.3.1}}</ref> (auch '''stöchiometrischer Koeffizient''', '''Stöchiometriezahl''' oder '''Stöchiometriefaktor''' genannt). Dann folgt ein Reaktionspfeil (<math>\rightarrow</math>) bzw. bei einer Gleichgewichtsreaktion ein Doppelpfeil (<math>\rightleftharpoons</math>), und auf der rechten Seite stehen die Produkte. Gegebenenfall wird gesondert auch die Reaktionsenthalpie angegeben. Für die Knallgasreaktion, bei der '''g'''asförmiger Wasserstoff <math>\mathrm {H_{2(g)}}</math> mit '''g'''asförmigem Sauerstoff <math>\mathrm {O_{2(g)}}</math> explosionsartig zu '''l'''iquidem (=flüssigen) Wasser <math>\mathrm {H_2O_{(l)}}</math> reagiert, ergibt sich beispielsweise unter Berücksichtigung der [[Aggregatzustand|Aggregatzustände]] folgende Schreibweise:
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| :<math>\mathrm{2 \ H_{2(g)} + O_{2(g)} \longrightarrow 2 \ H_2O_{(l)} \ ;} \ \Delta H = -572 \, \mathrm{kJ/mol}</math>
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| === Umsatzvariable ===
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| Der '''Reaktionsverlauf''', d.h. der Fortschritt einer chemischen Reaktion kann mittels der von dem belgischen Chemiker [[w:Théophile de Donder|Théophile de Donder]] (1872-1957) eingeführten '''Umsatzvariable''' ({{enS|''extent of reaction''}}) <math>\xi</math> ([[xi]]) angegeben werden<ref name="IUPAC-de">Klaus H. Homann (Hrsg.): ''Größen, Einheiten und Symbole in der Physikalischen Chemie'' / International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC), deutsche Fassung, VCH, Weinheim, 1995, ISBN 3-527-29326-4.</ref>. Sie ist eine [[extensive Größe]] und wird im [[SI-System]] in [[Mol]] angegeben. Dazu muss die Reaktionsgleichung mit den stöchiometrischen Zahlen ''ν<sub>i</sub>'' bekannt sein. Für eine Reaktion
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| :<math> |\nu_ \mathrm A| \mathrm A + |\nu_ \mathrm B| \mathrm B + ... \longrightarrow |\nu_ \mathrm K| \mathrm K + |\nu_ \mathrm L| \mathrm L + ... </math>
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| ergibt sich dann für die Änderung der Umsatzvariablen:
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| :<math> \Delta \xi = \frac{\mathrm \Delta n_i}{\nu_i} </math>
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| bzw.:
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| :<math>\mathrm d \xi = \frac{\mathrm d n_i}{\nu_i} = \frac{\mathrm d n_ \mathrm A}{\nu_ \mathrm A} = \frac{\mathrm d n_ \mathrm B}{\nu_ \mathrm B} = \frac{\mathrm d n_ \mathrm K}{\nu_ \mathrm K} = \frac{\mathrm d n_ \mathrm L}{\nu_ \mathrm L} = ... </math>
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| Der dimensionslose '''Reaktionsgrad''' <math>\alpha</math> ({{EnS|''degree of reaction''}})<ref>{{Gold Book|degree of reaction|D01570|Version=2.3.2}}</ref> wird durch das Verhältnis der Umsatzvariablen <math>\xi</math> zum vollständigen Umsatz <math>\xi_{max}</math> angegeben:
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| :<math>\alpha=\frac{\xi}{\xi_{max}}</math>
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| === Reaktionsschema ===
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| Der prinzipielle Ablauf einer chemischen Reaktion kann auch durch ein '''Reaktionsschema''' veranschaulicht werden, bei dem die stöchiometrischen Verhältnisse unberücksichtigt bleiben. Das kann z.B. in Form einer allgemein verständlichen Wortgleichung geschehen, z.B. für die Knallgasreaktion:
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| :<math>\mathrm {Wasserstoff + Sauerstoff \longrightarrow Wasser}</math>
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| In der [[Organische Chemie|organischen Chemie]] werden im Reaktionsschema zumeist nur die [[Strukturformel]]n der beteiligten [[Organische Verbindung|organischen Verbindungen]] angeschrieben. So ergibt sich etwa für die [[säure]]katalysierte Abspaltung von Wasser aus [[w:2-Pentanol|2-Pentanol]] folgendes Schema:
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| [[Datei:Saytzeffdehydrogenisierung von 2 pentanol.svg|center|600px|Dehydratisierung von 2-Penanol zu einem Gemisch von drei isomeren Pentenen.]]
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| Als Nebenprodukt entsteht [[w:Pentene|1-Penten]] (links direkt nach dem Reaktionspfeil) und als Hauptprodukte die beiden [[Isomere]] [[w:Pentene|(''E'')-2-Penten]] (Mitte) und [[w:Pentene|(''Z'')-2-Penten]] (rechts); die Säurekatalyse und das abgepaltene Wasser werden als bekannt vorausgesetzt und nicht angeschrieben.
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| == Reaktionsmechanismus ==
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| Um den '''Reaktionsmechanismus''' aufzuklären müssen auch alle Zwischenstufen ermittelt werden, über die eine chemische Reaktion verläuft. Die Geschwindigkeit der Reaktion wird dabei durch den '''Übergangszustand''' bestimmt. Das ist der Zustand mit der höchsten Energie, der oben genannten [[Aktivierungsenergie]]. Die genaue Anordnung der Teilchen im Übergangszustand wird als '''aktivierter Komplex''' bezeichnet. Die '''Theorie des Übergangszustands''' ({{EnS}} ''Transition state theory'', TST) wurde von dem US-amerikanischen Chemiker [[w:Henry Eyring|Henry Eyring]] (1901-1981) entwickelt und nach ihm auch '''Eyring-Theorie''' genannt. Mitbegründer der Theorie waren auch [[Michael Polanyi]] (1891-1976) und [[w:Meredith Gwynne Evans|Meredith Gwynne Evans]] (1904-1952).
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| Als Beispiel sei der Reaktionsmechanismus einer [[w:Pinakol-Umlagerung|Pinakol-Umlagerung]] gezeigt, bei der [[w:Pinakol|Pinakol]] oder andere Di-tertiäre [[w:Glycole|Glycole]] (vom [[w:Ethylenglycol|Ethylenglycol]] abgeleitete zweiwertige [[Alkohole]]) durch [[Säure]]einwirkung zu tertiären α-[[Ketone]]n [[w:Umlagerung|umgelagert]] werden:
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| [[Datei:Reaktionsmechanismus einer symmetrischen Pinakol-Umlagerung RMV3.svg|center|300px|Reaktionsmechanismus einer symmetrischen Pinakol-Umlagerung]]
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| == Beispiele ==
| | * {{WikipediaDE|Sedierung}} |
| Eine einfache chemische Reaktion ist 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 [[Kohlendioxid]] (bzw. bei Sauerstoffmangel das sehr giftige [[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 ganz 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 \rightarrow 2\ Na_2O;} {\quad \Delta} H = -431{,}6 \; \mathrm{kJ/mol}</math>
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| :<math>\mathrm{2\ Na_2O + O_2 \rightarrow 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 [[Deutschland|deutschen]] [[Chemiker]] [[Friedrich Wöhler]] (1800-1882) erstmals [[1828]] gelang, [[Harnstoff]] aus der salzartigen [[Anorganische Verbindung|anorganischen Verbindung]] [[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 [[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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| === Photochemische Reaktion ===
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| '''Photochemische Reaktionen''' werden nicht primär durch [[Wärme]], sondern durch [[Licht]]energie bewirkt bzw. ausgelöst. Ein komplexes Beispiel dafür ist die [[Photosynthese]].
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| == Siehe auch ==
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| * {{WikipediaDE|Kategorie:Chemische Reaktion}}
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| * {{WikipediaDE|Chemische Reaktion}}
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| * {{WikipediaDE|Aktivierungsenergie}}
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| * {{WikipediaDE|Reaktionsenthalpie}} | |
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| == Einzelnachweise ==
| | {{Gesundheitshinweis}} |
| <references />
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| [[Kategorie:Chemische Reaktion|!]] | | [[Kategorie:Psychotrope Substanz nach Wirkungsart]] |
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