Aufgabe 1 - Teilaufgabe 3 · Abitur NRW Chemie LK · Nachtermin 2023

Fachspezifische Vorgaben:

Deutschland plant, den Ausstoß von Kohlenstoffdioxid in die Atmosphäre künftig zu verringern. Hierfür sollen unter anderem fossile Energieträger durch geeignete Alternativen abgelöst werden.

Im Bereich der Kraftstoffe gelten u. a. grüner Wasserstoff und daraus hergestellte synthetische Kraftstoffe als vielversprechende Forschungsfelder; sie lassen sich mit etablierten Technologien wie Verbrennermotor oder Brennstoffzelle verwenden.

Wasserstoffgas wird als grüner Wasserstoff bezeichnet, wenn es ausschließlich mithilfe überschüssigen Stroms aus regenerativen Quellen, z. B. 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 spielen neben der Energieeffizienz auch Umweltverträglichkeit und Gefahrenpotential synthetischer Kraftstoffe eine Rolle. Dabei sind z. B. ebenso Herstellung und Handhabung zu berücksichtigen.

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. Die Elektrolyse erfolgt bei einer konstanten Stromstärke von $I = 0{,}5\text{ A}$. Nach einer Stunde misst man an der Kathode ein Gasvolumen von $V = 200\text{ mL}$.

Das Modellexperiment soll mit Salzsäure als Elektrolyt wiederholt werden.

Material 2: Synthetische Kraftstoffe – Grünes Methanol und Dimethylcarbonat

Aus grünem Wasserstoff können flüssige, lager- und transportfähige Kraftstoffe, wie z. B. Methanol oder Dimethylcarbonat, synthetisiert werden. Die Herstellung von Methanol sowie von Dimethylcarbonat kann durch nachfolgenden mehrschrittigen technischen Prozess erfolgen:

(1) Herstellung von Wasserstoff ($\text{H}_2$) mithilfe elektrischer Energie durch alkalische oder saure 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 grünem Methanol kann im Anschluss durch Reaktion mit Phosgen ($\text{COCl}_2$) unter Abspaltung von Chlorwasserstoff ($\text{HCl}$) die Synthese von Dimethylcarbonat erfolgen.

Material 3: Untersuchung der Verbrennungsprodukte von Methanol

a) 50 mL Methanol werden in einem Porzellantiegel verbrannt. Eine Rußbildung ist nicht zu beobachten. Hält man ein kühles Becherglas über die Flamme, so kondensieren kleine farblose Tröpfchen am Glas.

b) Der Nachweis für Kohlenstoffdioxid ist positiv.

Material 4: Grünes Methanol in Brennstoffzellen

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 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 $T = 298{,}15\text{ K}$; $p = 101{,}325\text{ kPa}$): $V_m = 24{,}5\text{ L}\cdot\text{mol}^{-1}$

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

Wasserstoff ($\text{pH} = 0$) · $\text{H}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons 2\,\text{H}_3\text{O}^+ + 2\,\text{e}^-$ · $0{,}00\text{ V}$

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

Chlor · $2\,\text{Cl}^- \rightleftharpoons \text{Cl}_2 + 2\,\text{e}^-$ · $1{,}36\text{ V}$

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

Wasserstoff · $-0{,}97\text{ V}$

Chlor · $+0{,}25\text{ V}$

Sauerstoff · $+1{,}10\text{ V}$

Aufgabe 1

3. Zeichnen Sie den Aufbau der Direkt-Methanol-Brennstoffzelle mit Beschriftungen (Material 4). Erläutern Sie die elektrochemischen Vorgänge am Minus- und am Pluspol, indem Sie die Elektrodenreaktionen angeben und dabei auch passende Oxidationszahlen heranziehen. Vergleichen Sie die praktisch erreichte Zellspannung der Direkt-Methanol-Brennstoffzelle mit der Zellspannung bei Standardbedingungen ($\mathrm{pH} = 0$). [20 Punkte]

3.1

3.2

3.3