Aufgabe 1 - Teilaufgabe 1 · Abitur NRW Chemie GK · Nachtermin 2023

Fachspezifische Vorgaben:

Deutschland will künftig weniger Kohlenstoffdioxid in die Atmosphäre ausstoßen. Hierfür sollen unter anderem fossile Energieträger durch geeignete Alternativen abgelöst werden.

Im Kraftstoffbereich gelten unter anderem grüner Wasserstoff und daraus hergestellte synthetische Kraftstoffe als vielversprechende Forschungsfelder; sie lassen sich mit etablierten Technologien wie dem Verbrennermotor oder der Brennstoffzelle einsetzen.

Wasserstoffgas wird als grün bezeichnet, wenn es allein mithilfe von überschüssigem Strom aus regenerativen Quellen wie Photovoltaik oder Windkraft elektrolytisch erzeugt wurde. Auch Methanol gilt als grün, wenn sein Herstellungsverfahren keine oder nur geringe Treibhausgasemissionen verursacht.

Beim Vergleich alternativer Energieträger mit herkömmlichem Kraftstoff betrachtet man nicht nur die Energieeffizienz, sondern auch Umweltverträglichkeit und Gefahrenpotential synthetischer Kraftstoffe. Dazu zählen beispielsweise ebenso die Herstellung und der Umgang mit ihnen.

Material 1: Modellexperiment zur Herstellung von Wasserstoff mittels Elektrolyse

Zwei Elektroden aus Graphit werden in Natronlauge, $c(\text{NaOH}) = 1\text{ mol}\cdot\text{L}^{-1}$, als Elektrolyt getaucht. Mithilfe einer Gleichspannungsquelle wird die angelegte Spannung langsam erhöht. Erst bei einer Spannung von über $3\text{ V}$ tritt eine Gasentwicklung an beiden Elektroden auf. Die Elektrolyse erfolgt dann bei einer konstanten Stromstärke von $I = 0{,}5\text{ A}$. Nach einer Stunde misst man an der Kathode ein Gasvolumen von $V = 200\text{ mL}$.

Material 2: Synthetische Kraftstoffe – Grünes Methanol und Dimethylcarbonat

Aus grünem Wasserstoff können flüssige, lagerfähige Kraftstoffe, wie z. B. Methanol oder Dimethylcarbonat, synthetisiert werden. Die Herstellung des sogenannten grünen Methanols und von Dimethylcarbonat kann durch nachfolgenden mehrschrittigen technischen Prozess erfolgen:

(1) Herstellung von Wasserstoff ($\text{H}_2$) mithilfe elektrischer Energie durch alkalische Elektrolyse von Wasser,

(2) Reaktion von Wasserstoff mit Kohlenstoffdioxid ($\text{CO}_2$) aus der Luft zu Kohlenstoffmonoxid ($\text{CO}$) und Wasser,

(3) Umsetzung des Kohlenstoffmonoxids mit Wasserstoff unter hohem Druck an einem Katalysator zu Methanol ($\text{CH}_3\text{OH}$).

Aus dem grünen Methanol kann im Anschluss durch Reaktion mit Phosgen ($\text{COCl}_2$) unter Abspaltung von Chlorwasserstoff ($\text{HCl}$) die Synthese von Dimethylcarbonat erfolgen.

Material 3: Grünes Methanol in Brennstoffzellen

Grünes Methanol kann in einer Direkt-Methanol-Brennstoffzelle (DMFC) elektrochemisch genutzt werden. Diese Direkt-Methanol-Brennstoffzelle besteht aus Elektrodenräumen, die durch eine Polymermembran getrennt sind. Auf der Anodenseite (Minuspol) werden Methanol und Wasser katalytisch zu gasförmigem Kohlenstoffdioxid umgesetzt. Zum Ladungsausgleich können Ionen die Polymermembran durchwandern. Auf der Kathodenseite (Pluspol) strömt Luft gegen die Elektrode. Die Sauerstoff-Moleküle aus der Luft reagieren hier mit Oxonium-Ionen zu Wasser-Molekülen.

In der Praxis wird bei der DMFC eine Zellspannung von ca. $0{,}6\text{ V}$ erreicht. Die Energieeffizienz (Wirkungsgrad) beträgt bei der Direkt-Methanol-Brennstoffzelle ca. $12\,\%$. Im Vergleich hierzu erzielt ein Lithium-Ionen-Akkumulator in Verbindung mit einem Elektromotor eine Energieeffizienz von ca. $80\,\%$.

Zusatzinformationen:

Molares Volumen (bei $T = 298{,}15\text{ K}$; $p = 101{,}325\text{ kPa}$)

$V_\text{m} = 24{,}5\text{ L}\cdot\text{mol}^{-1}$

Faraday-Konstante

$F = 96\,485\text{ A}\cdot\text{s}\cdot\text{mol}^{-1}$

Faradaysches Gesetz

$I \cdot t = n \cdot z \cdot F$

Tabelle 1: Standardpotentiale bei $T = 298{,}15\text{ K}$; $p = 101{,}325\text{ kPa}$ und $c = 1\text{ mol}\cdot\text{L}^{-1}$ Stoff · Teilgleichung · Standardpotential ($E^0$)

Natrium · $\text{Na} \rightleftharpoons \text{Na}^+ + \text{e}^-$ · $-2{,}71\text{ V}$

Wasserstoff ($\text{pH} = 14$) · $\text{H}_2 + 2\,\text{OH}^- \rightleftharpoons 2\,\text{H}_2\text{O} + 2\,\text{e}^-$ · $-0{,}83\text{ V}$

Methanol ($\text{pH} = 0$) · $\text{CH}_3\text{OH} + 7\,\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{CO}_2 + 6\,\text{H}_3\text{O}^+ + 6\,\text{e}^-$ · $0{,}04\text{ V}$

Sauerstoff ($\text{pH} = 14$) · $4\,\text{OH}^- \rightleftharpoons \text{O}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O} + 4\,\text{e}^-$ · $0{,}40\text{ V}$

Sauerstoff ($\text{pH} = 0$) · $6\,\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{O}_2 + 4\,\text{H}_3\text{O}^+ + 4\,\text{e}^-$ · $1{,}23\text{ V}$

Tabelle 2: Überspannungen verschiedener Gase an Graphit (für Stromdichte $0{,}1\text{ A}\cdot\text{cm}^{-2}$) Stoff · Überspannung an Graphit ($E^*$)

Wasserstoff · $-0{,}97\text{ V}$

Sauerstoff · $+1{,}10\text{ V}$

1. Erläutern Sie die elektrochemischen Vorgänge bei der in Material 1 beschriebenen Elektrolyse und geben Sie dabei die Elektrodenreaktionen und die Gesamtreaktion an. Erklären Sie, weshalb bei der Elektrolyse eine Spannung von mehr als 3 V erforderlich ist. Vergleichen Sie rechnerisch das an der Kathode aufgefangene Gasvolumen mit dem theoretisch zu erwartenden Volumen.

(22 Punkte)

a)

Geben Sie für die alkalische Elektrolyse die Teilgleichungen der beiden Elektrodenreaktionen (Oxidation an der Anode, Reduktion an der Kathode) und die Gesamtreaktion an:

b)

Erklären Sie, warum bei der Elektrolyse eine Spannung von mehr als 3 V nötig ist:

c)

Berechnen Sie das theoretisch zu erwartende Volumen des Wasserstoffgases $V(\mathrm{H_2})$ bei einer Stromstärke von $I = 0{,}5\ \mathrm{A}$ nach $t = 1\ \mathrm{h}$ ($T = 298{,}15\ \mathrm{K}$; $p = 101{,}325\ \mathrm{kPa}$):