Chemische Reaktionen & Stöchiometrie der Aluminiumgewinnung

Aluminium ist überall: in unseren Smartphones, Fahrrädern und als Folie in der Küche. Doch die Herstellung dieses Metalls verschlingt so unfassbar viel Strom, dass Aluminiumhütten oft direkt neben eigenen Kraftwerken gebaut werden.

Warum ist das so? In diesem Artikel schauen wir uns genau an, welche chemischen Reaktionen und Stöchiometrie bei der Aluminiumgewinnung ablaufen, warum sich Teile der Fabrik dabei buchstäblich in Luft auflösen und wie du den enormen Energiebedarf mathematisch berechnen kannst.

Vorwissen

• Redoxreaktionen: Oxidation ist die Abgabe von Elektronen, Reduktion ist die Aufnahme von Elektronen. Beispiel: Ein Kupfer-Ion nimmt zwei Elektronen auf und wird zu festem Kupfer ($\text{Cu}^{2+} + 2 \text{ e}^- \to \text{Cu}$).
• Stoffmenge und Masse: Die Masse $m$ berechnet sich aus der Stoffmenge $n$ und der molaren Masse $M$ mit der Formel $m = n \cdot M$. Beispiel: $2 \text{ mol}$ Kohlenstoff ($M = 12 \text{ g/mol}$) haben eine Masse von $24 \text{ g}$.
• Die Elektrolysezelle: Aus der letzten Lektion weißt du, dass Aluminiumoxid in einer heißen Schmelze gelöst wird und Graphit (Kohlenstoff) als Elektroden verwendet wird.

Aufgabentyp 1: Elektrodenreaktionen und Stöchiometrie

In der heißen Schmelze schwimmen die Bausteine des Aluminiumoxids frei herum: positiv geladene Aluminium-Ionen ($\textcolor{#08BFFF}{\text{Al}^{3+}}$) und negativ geladene Oxid-Ionen ($\textcolor{#53E5D6}{\text{O}^{2-}}$). Wenn der Strom eingeschaltet wird, wirken die Elektroden wie Magnete auf die Ionen.

An der Kathode (Minuspol): Die Reduktion

Die positiven Aluminium-Ionen werden vom Minuspol angezogen. Dort nehmen sie jeweils drei Elektronen auf und werden zu neutralen, flüssigen Aluminiumatomen. Das ist das Metall, das wir gewinnen wollen!

$\textcolor{#08BFFF}{\text{Al}^{3+}} + 3 \text{ e}^- \to \text{Al}$

An der Anode (Pluspol): Die Oxidation

Die negativen Oxid-Ionen wandern zum Pluspol (den Graphitblöcken). Dort geben sie ihre überschüssigen Elektronen ab und verbinden sich zu gasförmigem Sauerstoff ($\text{O}_2$).

$2 \textcolor{#53E5D6}{\text{O}^{2-}} \to \text{O}_2 + 4 \text{ e}^-$

Das Problem: Der Anodenverbrauch

Jetzt passiert etwas Unerwünschtes: Die Schmelze ist fast $1000 \text{ }^\circ\text{C}$ heiß. Bei dieser Temperatur reagiert der frisch entstandene Sauerstoff sofort mit den Graphitblöcken, die aus reinem Kohlenstoff ($\text{C}$) bestehen. Der Kohlenstoff verbrennt buchstäblich zu Kohlenstoffmonoxid ($\text{CO}$) und Kohlenstoffdioxid ($\text{CO}_2$).

Die chemischen Gleichungen für diesen Anodenverbrauch lauten:

$2 \text{ C} + \text{O}_2 \to 2 \text{ CO}$

$\text{C} + \text{O}_2 \to \text{CO}_2$

Das bedeutet, die teuren Graphitblöcke lösen sich während der Elektrolyse kontinuierlich als Gas in Luft auf und müssen in der Fabrik regelmäßig ausgetauscht werden.

In der Industrie muss man genau wissen, wie viel Rohstoff man benötigt und wie viel Strom das kostet. Dafür nutzen wir die Stöchiometrie.

Um die Massen zu berechnen, müssen wir zuerst die Gesamtreaktion der Elektrolyse betrachten. Wenn wir die Teilgleichungen von Kathode und Anode zusammenfassen, erhalten wir:

$2 \text{ Al}_2\text{O}_3 \to 4 \text{ Al} + 3 \text{ O}_2$

Aus dieser Gleichung können wir das genaue Verhältnis ablesen: Aus $2 \text{ mol}$ Aluminiumoxid entstehen genau $4 \text{ mol}$ reines Aluminium und $3 \text{ mol}$ Sauerstoffgas.

Der Energiebedarf

Die Spaltung von Aluminiumoxid erfordert extrem viel Energie. Chemiker haben gemessen, dass die theoretische Zersetzungsenergie für genau $1 \text{ mol}$ $\text{Al}_2\text{O}_3$ exakt $1676 \text{ kJ}$ beträgt.

Alltagsbezug: In der Industrie wird Energie meist nicht in Kilojoule ($\text{kJ}$), sondern in Kilowattstunden ($\text{kWh}$) abgerechnet, genau wie auf der Stromrechnung zu Hause. Der Umrechnungsfaktor ist:

$1 \text{ kWh} = 3600 \text{ kJ}$

In der Realität verbraucht eine Fabrik etwa $13 \text{ kWh}$ Strom, um $1 \text{ kg}$ Aluminium herzustellen. Dieser reale Wert ist deutlich höher als der theoretische Wert, da viel Energie als Wärme verloren geht oder durch den elektrischen Widerstand der Leitungen verbraucht wird.

Schritt-für-Schritt-Anleitung

1. Stoffmenge des Ausgangsstoffes berechnen: Berechne zuerst die molare Masse $M$ des gegebenen Stoffes (meist $\text{Al}_2\text{O}_3$). Berechne dann die Stoffmenge $n$ mit der Formel: $n = \frac{m}{M}$.
2. Stoffmengenverhältnis anwenden: Schau dir die Reaktionsgleichung an. Wie verhält sich die Anzahl der Moleküle des Ausgangsstoffes zum gesuchten Stoff? Multipliziere deine Stoffmenge $n$ mit diesem Verhältnis.
3. Gesuchte Masse oder Energie berechnen: Für Massen multiplizierst du die neue Stoffmenge mit der molaren Masse des gesuchten Stoffes ($m = n \cdot M$). Für Energie multiplizierst du die Stoffmenge des $\text{Al}_2\text{O}_3$ mit $1676 \text{ kJ/mol}$ und teilst das Ergebnis durch $3600$, um den Wert in $\text{kWh}$ zu erhalten.

Durchgerechnete Beispiele

Wichtige Erkenntnisse

• Kathode (Minuspol): $\textcolor{#08BFFF}{\text{Al}^{3+}}$ Ionen werden zu flüssigem Aluminium reduziert.
• Anode (Pluspol): $\textcolor{#53E5D6}{\text{O}^{2-}}$ Ionen werden zu Sauerstoffgas oxidiert.
• Anodenverbrauch: Der Sauerstoff verbrennt die Graphitanoden (Kohlenstoff) zu $\text{CO}$ und $\text{CO}_2$.
• Energie: Der reale Stromverbrauch ist deutlich höher als der theoretisch berechnete Wert, da Energie als Wärme verloren geht.