Methanol ist die einfachste Verbindung aus der Stoffgruppe der einwertigen Alkohole und besitzt die Summenformel CH₄O sowie die Halbstrukturformel CH₃OH. Früher wurde es auch als Methylalkohol, Holzgeist, Holzalkohol oder Carbinol bezeichnet. Unter Normalbedingungen ist Methanol eine farblose, leicht bewegliche und brennbare Flüssigkeit mit charakteristischem alkoholischem Geruch. Aufgrund seiner Polarität ist es in jedem Verhältnis mit Wasser mischbar und löst sich gut in vielen organischen Lösungsmitteln. In technischer, toxikologischer und energetischer Hinsicht ist Methanol ein bedeutender Stoff in Chemie, Industrie und Umweltwissenschaften.
Physikalisch-chemische Eigenschaften
Methanol ist eine farblose, leicht flüchtige Flüssigkeit mit charakteristischem alkoholischem Geruch. Bei Raumtemperatur liegt es als klare, polare Verbindung vor und lässt sich vollständig mit Wasser sowie vielen organischen Lösungsmitteln wie Aceton oder Chloroform mischen. In pflanzlichen Ölen ist es dagegen nur wenig löslich.
Thermische und energetische Kennwerte
Der Siedepunkt von Methanol beträgt 64,7 °C, der Schmelzpunkt liegt bei –97,6 °C. Die Dichte beträgt etwa 0,79 g/cm³ bei 20 °C. Mit einem Flammpunkt von 9 °C und einer Zündtemperatur von rund 470 °C zählt Methanol zu den leicht entzündlichen Flüssigkeiten. Es bildet mit Luft explosionsfähige Dampf-Luft-Gemische im Bereich von 6 bis 50 Volumenprozent.
Die Verbrennungsenthalpie beträgt etwa –726 kJ/mol, der Heizwert liegt bei 19,9 MJ/kg. Die Verdampfungsenthalpie beträgt 37,4 kJ/mol. Weitere relevante Kennwerte sind eine Oberflächenspannung von 0,0226 N/m (bei 20 °C) sowie eine Dielektrizitätskonstante von 33,8 bei 25 °C.
Molekülstruktur und intermolekulare Kräfte
Methanol besteht aus einer Methylgruppe und einer Hydroxygruppe, die über einen Winkel von etwa 108,9° verbunden sind. Die Bindungslänge der O–H-Gruppe beträgt rund 96 pm. Das Molekül ist nahezu tetraedrisch aufgebaut. Zwischen den Molekülen bilden sich ausgeprägte Wasserstoffbrückenbindungen mit einer Dissoziationsenergie von etwa 20 kJ/mol. Diese erklären den vergleichsweise hohen Siedepunkt und die vollständige Mischbarkeit mit Wasser.
Kristallstruktur und Viskosität
Im festen Zustand kristallisiert Methanol im orthorhombischen Kristallsystem. Bei weiterer Abkühlung erfolgt ein Übergang in ein monoklines System. Die Viskosität liegt bei 25 °C bei etwa 0,544 mPa·s und sinkt mit steigender Temperatur. Van-der-Waals-Konstanten und Kompressibilität liegen im Bereich vergleichbarer niedermolekularer Alkohole.
Mischungsverhalten und azeotrope Eigenschaften
Methanol bildet mit vielen organischen Verbindungen azeotrope Gemische, jedoch nicht mit Wasser. Beim Mischen mit Wasser tritt eine Volumenkontraktion auf: Bei einem Methanolanteil von 55–60 % entsteht ein Gesamtvolumen von nur 96,36 % der addierten Einzellösungen.
Herstellung
Die technische Herstellung von Methanol erfolgt industriell fast ausschließlich über katalytische Verfahren mit Synthesegas – einem Gasgemisch aus Kohlenstoffmonoxid (CO) und Wasserstoff (H₂) im Verhältnis von etwa 1:2. Die Umsetzung verläuft exotherm und wird durch folgende Gleichgewichtsreaktionen beschrieben:
CO + 2 H₂ ⇌ CH₃OH; ΔH(300K) = –90,8 kJ/mol
CO₂ + 3 H₂ ⇌ CH₃OH + H₂O; ΔH(300K) = –49,5 kJ/mol
Je nach Reaktionsführung unterscheidet man Hochdruck-, Mitteldruck- und Niederdruckverfahren. Aufgrund der besseren Energieeffizienz und höheren Ausbeute hat sich heute das Niederdruckverfahren durchgesetzt, das bei 50–100 bar und Temperaturen zwischen 200 und 300 °C betrieben wird. Als Katalysatoren kommen Kupferoxid-Zinkoxid-Aluminiumoxid-Systeme zum Einsatz.
Das benötigte Synthesegas kann aus verschiedenen Rohstoffen erzeugt werden. In Europa und Nordamerika basiert die Herstellung hauptsächlich auf der Dampfreformierung von Erdgas. In China hingegen ist die Methanolproduktion überwiegend kohlebasiert. Auch Biomasse und industrielle Reststoffe wie Müll oder Klärschlamm werden zunehmend als Ausgangsmaterialien eingesetzt.
Geschichte
Historisch wurde Methanol durch trockene Holzpyrolyse gewonnen, was zur Bezeichnung Holzgeist führte. Bereits im alten Ägypten fand es bei Einbalsamierungen Anwendung. 1661 stellte Robert Boyle erstmals reines Methanol her. Die chemische Zusammensetzung wurde 1834 durch Dumas und Péligot aufgeklärt. Die erste industrielle Synthese auf Basis von Synthesegas erfolgte 1923 durch die BASF. Die Einführung moderner Katalysatoren ermöglichte 1966 den Übergang zum heute etablierten Niederdruckverfahren.
Toxikologie und Metabolismus
Methanol wird über die Haut, durch Einatmen oder Verschlucken aufgenommen und im Körper rasch verteilt. Der eigentliche toxische Effekt beruht nicht auf Methanol selbst, sondern auf seinen Metaboliten Formaldehyd und Ameisensäure, die durch die Enzyme Alkoholdehydrogenase (ADH) und Aldehyddehydrogenase gebildet werden.
Ameisensäure verursacht eine metabolische Azidose, die besonders den Sehnerv angreift. Eine Methanolvergiftung kann zur irreversiblen Erblindung führen und im Extremfall durch Atemlähmung tödlich verlaufen. Bereits Dosen ab 0,1 g/kg Körpergewicht gelten als gefährlich, 1 g/kg kann letal wirken. Die niedrigste bekannte letale Dosis beim Menschen beträgt 143 mg/kg.
Therapeutisch wird der Methanolabbau kompetitiv gehemmt, etwa durch Ethanol oder den spezifischeren ADH-Hemmer Fomepizol. Zusätzlich wird Folsäure zur Beschleunigung des Ameisensäureabbaus verabreicht. Bei schweren Verläufen erfolgt eine Hämodialyse zur Entfernung der toxischen Substanzen.
Chemische Reaktionen
Methanol ist schwach sauer (pKₛ ≈ 16) und reagiert mit starken Basen zu Methanolaten. Die Verbindung lässt sich mit Carbonsäuren unter Wasserabspaltung zu Methylestern verestern. Unter sauren Bedingungen reagiert sie mit Aldehyden oder Ketonen zu Halbacetalen und Acetalen.
Mit Ammoniak und Aluminiumsilikat-Katalysatoren entstehen Methylamine. Die katalytische Oxidation führt zu Formaldehyd, ein wichtiges Zwischenprodukt. Weitere Reaktionen sind die Dehydratisierung zu Dimethylether (DME) sowie komplexe Prozesse wie Methanol to Olefins (MtO) oder Methanol to Gasoline (MtG).
Verwendung
Methanol ist ein bedeutender Rohstoff der chemischen Industrie. Es dient als Ausgangsstoff für die Synthese von Formaldehyd, Essigsäure, Methyl-tert-butylether (MTBE), Methylmethacrylat, Methylchlorid und Methylaminen. Diese Zwischenprodukte bilden die Grundlage für Harze, Kunststoffe, Lösungsmittel und viele Feinchemikalien.
In der Brennstofftechnik wird Methanol als Zusatz oder Ersatz für konventionelle Kraftstoffe genutzt. In Mischungen wie M15 oder M85 wird es mit Benzin kombiniert, während bei M100 reines Methanol verwendet wird. Speziell angepasste Motoren ermöglichen einen effizienten und schadstoffarmen Betrieb. Methanol besitzt eine Oktanzahl von 106, verursacht jedoch eine erhöhte Formaldehyd-Emission, weshalb geeignete Katalysatortechnologie notwendig ist.
Im Bereich der Brennstoffzellentechnologie wird Methanol entweder reformiert zu Wasserstoff oder direkt in Direktmethanolbrennstoffzellen (DMFC) oxidiert. Dabei entsteht elektrische Energie für tragbare oder stationäre Anwendungen.
Ein weiteres Feld ist die Biodieselherstellung, bei der Methanol zur Umesterung von Pflanzenölen verwendet wird. Die Nebenprodukte sind Fettsäuremethylester und Glycerin. Auch die Herstellung von Dimethylether, Vinylacetat, Chlormethan oder Polymeren erfolgt auf Methanolbasis.
Nachweis und Analytik
Der klassische Methanolnachweis erfolgt über die sogenannte Boraxprobe, bei der Methanol mit Borax eine grünlich brennende Flamme bildet. In der modernen Analytik wird Methanol mittels Gaschromatografie, häufig in Kombination mit Flammenionisationsdetektion oder Massenspektrometrie, nachgewiesen. Dabei kommen je nach Probenart Methoden wie thermische Desorption, Extraktion mit Wasser oder Adsorption an Silicagel zum Einsatz.
In Produktionsanlagen kann Methanol zusätzlich durch Infrarotspektroskopie oder Formaldehydbildung unter Verwendung starker Oxidationsmittel überwacht werden.
Natürliches Vorkommen
Methanol ist ein weit verbreitetes Naturprodukt. In Pflanzen entsteht es als Nebenprodukt der Pektinspaltung durch Pektinmethylesterasen, besonders bei Stress oder Gewebeverletzungen. Die atmosphärische Konzentration liegt meist zwischen 0,1 und 10 ppb, wobei Pflanzenemissionen über 100 Millionen Tonnen jährlich betragen. Auch bei der Gärung von Früchten, der Spirituosenherstellung oder beim Räuchern von Holz entsteht Methanol in geringen Mengen.
Im Weltall wurde Methanol in protoplanetarischen Scheiben und interstellaren Gaswolken nachgewiesen, was seine Bedeutung auch für die Astrochemie unterstreicht.
Gesetzliche Regelungen
Der Methanolgehalt in Lebensmitteln und Alkoholika ist innerhalb der Europäischen Union geregelt. Für Obsttresterbrände liegt der Grenzwert beispielsweise bei 15 g/l bezogen auf reinen Alkohol. Hohe Methanolgehalte entstehen insbesondere bei unsachgemäßer Destillation oder Maischung pektinreicher Rohstoffe. Bekannte Fälle von Methanolvergiftung sind auf mit Methanol verunreinigte Alkoholika zurückzuführen.
Seit 2012 ist Methanol im Rahmen der REACH-Verordnung der EU in die Stoffbewertung aufgenommen. Die Neubewertung, durchgeführt durch Polen, analysierte insbesondere die Gesundheits- und Umweltwirkungen bei breiter industrieller Nutzung.
Der vorliegende Text stellt eine vollständig überarbeitete und neu strukturierte Fassung des Wikipedia-Artikels „Methanol“ dar. Er unterliegt der Lizenz CC BY-SA 3.0 und enthält keine inhaltlichen Ergänzungen über die Originalquelle hinaus. Stand: 06.05.2025
[…] dar und ermöglicht eine effiziente Umwandlung von grünem Wasserstoff und CO2 in E-Methanol. Methanol (bzw. E-Methanol, wenn die Herstellung unter Nutzung erneuerbarer Energien erfolgt) ist einer der […]