Methan

aus Wikipedia, der freien Enzyklopädie
Wechseln zu: Navigation, Suche
Strukturformel
Strukturformel von Methan
Keile zur Verdeutlichung der räumlichen Struktur
Allgemeines
Name Methan
Andere Namen
  • Methylwasserstoff
  • Carban
  • R50
Summenformel CH4
CAS-Nummer 74-82-8
PubChem 297
Kurzbeschreibung

farb- und geruchsloses Gas[1]

Eigenschaften
Molare Masse 16,04 g·mol−1
Aggregatzustand

gasförmig

Dichte
  • 0,72 kg·m−3 (gasförmig, 0 °C, 1013 hPa)[1]
  • 0,42 g·cm−3 (flüssig, am Siedepunkt)[1]
Schmelzpunkt

−182 °C[1]

Siedepunkt

−162 °C[1]

Löslichkeit
Dipolmoment

0[3]

Brechungsindex

1,000444 (0 °C, 101,325 kPa)[4]

Sicherheitshinweise
GHS-Gefahrstoffkennzeichnung aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [5]
02 – Leicht-/Hochentzündlich 04 – Gasflasche

Gefahr

H- und P-Sätze H: 220
P: 210​‐​377​‐​381​‐​410+403 [1]
EU-Gefahrstoffkennzeichnung [6] aus EU-Verordnung (EG) 1272/2008 (CLP) [5]
Hochentzündlich
Hoch-
entzündlich
(F+)
R- und S-Sätze R: 12
S: (2)​‐​9​‐​16​‐​33
Treibhauspotential

28 (bezogen auf 100 Jahre)[7]

Thermodynamische Eigenschaften
ΔHf0

−74,87 kJ·mol−1[8]

Soweit möglich und gebräuchlich, werden SI-Einheiten verwendet. Wenn nicht anders vermerkt, gelten die angegebenen Daten bei Standardbedingungen. Brechungsindex: Na-D-Linie, 20 °C

Vorlage:Infobox Chemikalie/Summenformelsuche vorhanden

Methan ist eine chemische Verbindung aus der Gruppe der Kohlenwasserstoffe und das einfachste Alkan. Das farb- und geruchlose, brennbare Gas kommt in der Natur vor und ist als Hauptbestandteil von Erdgas und in der chemischen Industrie als Heizgas und Ausgangsprodukt für technische Synthesen von großer Bedeutung.

Eigenschaften

Physikalische Eigenschaften

Im Methan betragen die Bindungswinkel 109,5°

Methan schmilzt bei −182,6 °C und siedet bei −161,7 °C. Aufgrund der unpolaren Eigenschaften ist es in Wasser kaum löslich, in Ethanol und Diethylether löst es sich jedoch gut. Schmelzwärme und Verdampfungswärme betragen 1,1 kJ/mol und 8,17 kJ/mol, im Vergleich zu Metallen sind dies aber sehr geringe Werte. Der Heizwert Hi liegt bei 35,89 MJ·m−3 bzw. 50,013 MJ kg-1. Die Standardentropie beträgt 188 J·mol−1·K−1, die Wärmekapazität 35,69 J·mol−1·K−1. Der Tripelpunkt von Methan liegt bei 90,67 K und 0,117 bar, der kritische Punkt liegt bei 190,56 K und 45,96 bar.

Das farb- und geruchlose Gas hat eine geringere Dichte als Luft, es steigt also in die höheren Schichten der Erdatmosphäre auf. Dort wirkt es als Treibhausgas, wobei es 20- bis 30-mal wirkungsvoller ist als Kohlenstoffdioxid, allerdings kommt es in viel geringeren Mengen als dieses in der Atmosphäre vor. Es reagiert dort mit Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid und Wasser. Dieser Prozess ist allerdings langsam, die Halbwertszeit wird auf 12[7] Jahre geschätzt.

Die UN-Nummern von verdichtetem und tiefgekühltem Methan sind 1971 bzw. 1972. Methan liegt in der handelsüblichen 50 Liter Stahlflasche oder in Kraftfahrzeugtanks (oft Kohlefaser/Epoxidharz über Aluminium-Liner) komprimiert auf 200 bar (als CNG) gasförmig vor. Der Schifftransport in großen Mengen erfolgt in fast überdrucklosen Kugel- oder Membrantanks jedoch bei etwa −160 °C tiefkalt verflüssigt (LNG).

Chemische Eigenschaften

Methan ist das einfachste Alkan und der einfachste Kohlenwasserstoff, die Summenformel lautet CH4, die C–H-Bindungen weisen in die Ecken eines Tetraeders. Es ist brennbar und verbrennt an der Luft mit bläulicher, nicht rußender Flamme. Es kann explosionsartig mit Sauerstoff oder Chlor reagieren, wozu allerdings eine Initialzündung (Zufuhr von Aktivierungsenergie) oder Katalyse erforderlich ist. Bei der Chlorierung entstehen Chlormethan, Dichlormethan, Chloroform und Tetrachlormethan. Bei der Oxidation dagegen wird das Molekül komplett auseinandergerissen. Aus der Reaktion eines Methanmoleküls mit zwei Sauerstoffmolekülen entstehen zwei Wasser- und ein Kohlenstoffdioxidmolekül. Vom Methan leiten sich Methylverbindungen wie z. B. Methanol und die Methylhalogenide sowie die längerkettigen Alkane ab.

Vorkommen und Entstehung

Methananteil in Planeten-Atmosphären
Planet Anteil
Erde 1,75 ppm
Mars 10,5 ppb
Jupiter 3000 ± 1000 ppm
Saturn 4500 ± 2000 ppm
Neptun 1,5 % ± 0,5 %

Irdisch

Atmosphärische Methanverteilung im August 2005

Man nimmt an, dass neben Ammoniak und Wasserdampf Methan ein Hauptbestandteil der irdischen Uratmosphäre war.

Methan kommt vielfältig vor und wird auf der Erde ständig neu gebildet, z. B. bei biologischen und geologischen Prozessen (Serpentinisierung).[9][10] Die Methan-Konzentration in der Erd-Atmosphäre hat sich vom Jahr 1750 bis zum Jahr 2000 von 0,8 auf 1,75 ppm erhöht (also mehr als verdoppelt: + 119 %).

Oberflächennah

Biotisch

Ein großer Teil des terrestrischen Methans wird durch Mikroorganismen gebildet: Beim Faulen organischer Stoffe unter Luftabschluss in Sümpfen oder im Sediment auf dem Grund von Gewässern bildet sich Sumpfgas, ein Gemisch aus Methan und Kohlenstoffdioxid. Auch Biogas besteht überwiegend aus Methan (etwa 60 %) und Kohlenstoffdioxid (etwa 35 %), daneben enthält es noch Wasserstoff, Stickstoff und Schwefelwasserstoff.

Die Bildung erfolgt oberflächennah biotisch: einerseits anaerob im Zuge der Methanogenese (aus Kohlenstoffdioxid und zum größten Teil Acetat). Dies wird durch spezielle Archaeen verursacht, den Methanogenen. Sie nutzen einfache organische Verbindungen wie Kohlenstoffdioxid oder Methanol und reduzieren diese zu Methan, wobei sie Energie gewinnen. Dieser Prozess wird Methanogenese genannt. Beispielsweise werden bei der Bildung von Methan aus CO2 und Wasserstoff (H2) unter Standardbedingungen bei einem pH-Wert von sieben etwa 131 kJ/mol an Freier Energie (Gibbs-Energie, ΔG0’) freigesetzt:[11]

\mathrm{CO_2 + 4\ H_2 \rightarrow CH_4 + 2\ H_2O}
Aus Kohlenstoffdioxid und Wasserstoff wird Methan und Wasser
Übersicht über die anaerobe Verwertung von polymeren Substraten und Lipiden

Ein kleiner Teil der biotischen Entstehung basiert auf der aeroben Spaltung von Methylphosphonaten.[12][13]

Unterirdisch

Unterhalb der Oberfläche der Erde entsteht Methan im tieferen Untergrund bei hohen Temperaturen und Drücken und wird meist bei vulkanischen Aktivitäten frei. Es ist Hauptbestandteil des Erdgases (85–98 %), das vor allem als Begleiter von Erdöl vorkommt. Auch das in Steinkohlelagern eingeschlossene Grubengas enthält hauptsächlich Methan - die abiotisch Entstehung kann thermal im Rahmen des Reifeprozesses von Kohle (geochemische Phase der Inkohlung), sowie aus allen Typen von Kerogenen und Erdöl entstehen.[14]

Methan, das am Meeresgrund austritt, wird durch den hohen Druck und die tiefe Temperatur zu festem Methanhydrat umgewandelt. Dies wird auch als „Methaneis“ bezeichnet. Der Kohlenstoffgehalt der weltweiten Methanhydratvorkommen wird auf 500–3000 Gigatonnen geschätzt.[15][16] Zum Vergleich: Der Kohlenstoffgehalt der nachgewiesenen Kohlereserven beträgt etwa 900 Gt.[17]

Eine Gewinnung des Methanhydrats könnte zur Lösung irdischer Energieproblems beitragen, ist jedoch problematisch. Ein besonderes Problem besteht zum Beispiel darin, dass bei der Bergung viel Methan in die Erdatmosphäre gelangen würde und dort als sehr wirksames Treibhausgas zu einer weiteren Erwärmung und damit weiterer Freisetzung von Methan beitragen würde. Außerdem ist die Förderung von Methanhydrat nicht ungefährlich. Erste Förderungsversuche sind bereits im Gange. Die Folgen eines Raubbaus sind weitgehend ungeklärt, Forscher befürchten das Abrutschen der Kontinentalabhänge, welche zu großen Teilen aus Methaneis (welches durch die Förderung instabil werden könnte) bestehen. Wegen der Klimaerwärmung und der damit verbundenen Meerwassererwärmung befürchten einige Forscher das Schmelzen und Verdampfen des Methanhydrats. Dies würde zusätzlich Methan als Treibhausgas in die Erdatmosphäre bringen und den anthropogenen Treibhauseffekt verstärken.

Emission

Jährlich werden auf der Erde ca. 600 Millionen Tonnen Methan emittiert[18]; in Deutschland 1994 etwa 833.000 Tonnen. Etwa 70 % der mikrobiellen Methanemission der Erde ist auf Aktivitäten der Menschen zurückzuführen. Beim landwirtschaftlichen Anbau und Tierhaltung wird Methan abgesondert, 39 % dieser Emissionen gehen auf die Rinderhaltung zurück, 17 % auf den Nassreisanbau.

Die zunehmende Haltung von Rindern, der häufige Nassreisanbau und Emissionen von z. B. Deponiegasen führen zu einer Verstärkung des Treibhauseffektes. Die archaeellen Methanbildner sind für die ständige Neubildung von Methan hauptverantwortlich. Ein Hausrind z. B. stößt täglich etwa 150–250 l Methan aus, weil im Rindermagen Methanogene an der Zersetzung von Cellulose beteiligt sind.

Neue Erkenntnisse zeigen, dass Pflanzen ständig Methan produzieren und so schon immer zum Methan-Gehalt der Atmosphäre beitragen.[19] Die FAO schreibt dem Viehwirtschaftssektor ein knappes Fünftel der anthropogenen bzw. vom Menschen verursachten Treibhausgasemissionen zu, etwas mehr als dem Transportsektor.[20] Inwiefern Knoblauchextrakte im Futter zu geringeren Ausstößen führen können, wird untersucht.[21]

Anfang 2014 berichtete das Forschungsmagazin Science nach einer Meta-Studie über 200 Studien, dass die US-amerikanische Umweltschutzbehörde Environmental Protection Agency (EPA) den Methangas-Ausstoß in den USA seit 20 Jahren um ein bis drei Viertel zu gering angegeben habe. In den USA wurden jährlich 40 Mio. Tonnen mehr in die Atmosphäre emittiert als bisher offiziell angenommen, sowohl aus natürlichen Quellen wie auch aus der Viehhaltung von beispielsweise 88 Mio. Rindern im Land sowie aus Lecks in Förderanlagen und Pipelines. Unklar ist bislang, wieweit die fehlerhaften Angaben Einfluss auf die Rechenmodelle zur Entwicklung des Weltklimas haben.[22]

Außerirdisch

Radarbild: Methanseen in der Nähe des Titannordpols

Auch die Atmosphären von Titan, Jupiter, Saturn, Uranus, Neptun und Pluto enthalten Methan. Außerhalb unseres Sonnensystems ist Methan als erstes organisches Molekül auf Planeten nachgewiesen worden.[23] Im Weltall ist Methan also in größeren Mengen auf Planeten, Kometen sowie Monden vorhanden.

Außerhalb des irdischen Sonnensystems

Im März 2008 wurde Methangas erstmals auch auf einem Planeten außerhalb unseres Sonnensystems gefunden: Auf dem (Exoplanet HD 189733b vom Typ der Hot Jupiters).

Mars

2009 wurde über Methaneruptionen auf dem Mars berichtet;[24] in der Atmosphäre des Mars wurde Methan nachgewiesen, allerdings nur etwa 10,5 ppb. Da es sich normalerweise nicht in der Atmosphäre halten kann und es keine Hinweise auf Meteoriten als Quelle gibt, muss es auf dem Mars neu gebildet worden sein, was ein Indiz für Leben sein kann. Allerdings könnte das Methan auch vulkanischen Ursprungs sein, wofür auf dem Mars noch keine Hinweise gefunden wurden; 2008 wurde jedoch nachgewiesen, dass das Methan aus den Lost-City-Hydrothermalquellen geochemischen Ursprungs ist.[9]

Titan

Auf dem Saturnmond Titan herrscht bei −180 °C und ca. 1,6 Bar Atmosphärendruck fast der Tripelpunkt des Methans. Methan kann deshalb auf diesem Mond in allen drei Aggregatzuständen auftreten. Es gibt Wolken aus Methan, aus denen Methan regnet, das dann durch Flüsse in Methanseen fließt, dort wieder verdunstet und so einen geschlossenen Methankreislauf bildet (analog zum Wasserkreislauf auf der Erde).

Flüssiges Methan ist für Radarstrahlen durchsichtig, so konnte die Raumsonde Cassini die Tiefe des Sees Ligeia Mare zu 170 m bestimmen[25].

Wahrscheinlich gibt es auf diesen Seen sogar Eisberge aus Methan/Ethan. Diese können jedoch nur auf den Methanseen schwimmen, wenn sie mindestens 5 % gasförmigen Stickstoff enthalten. Wenn die Temperatur nur geringfügig sinkt zieht sich der Stickstoff soweit zusammen, dass das Eis zum Grund hinabsinkt. Steigt die Temperatur wieder, kann das Grundeis dann wieder zur Seeoberfläche aufsteigen. Bei bestimmten Temperaturen kann sogar Oberflächen- und Grundeis gleichzeitig vorkommen[26][27].

Für den Ontario Lacus, einen See nahe dem Südpol des Titan, wurde jedoch als Hauptbestandteil das schwerere Ethan nachgewiesen.

Entdeckung und Namensherkunft

Das Wort Methan stammt vermutlich aus dem Altgriechischen. Die Griechen wussten wohl schon in der Antike von dem entzündlichen Gas. So gab es in Kleinasien Orte, an denen sich Methangas-Quellen entzündeten. Ein Vulkangebiet, in dem solche Gase vorkamen, bekam nach diesem Gas auch den Namen Methana.

Methan war schon den Alchemisten im Mittelalter als Bestandteil von Fäulnisgasen, auch als Sumpfluft bezeichnet, bekannt.

Methan wurde 1667 von Thomas Shirley entdeckt. 1772 entdeckte Joseph Priestley, dass Methan bei Fäulnisprozessen entsteht. 1856 stellte Marcellin Berthelot Methan zum ersten Mal aus Kohlenstoffdisulfid und Schwefelwasserstoff her.

In älteren Texten wurde Methan gelegentlich auch als Methylwasserstoff bezeichnet.

Herstellung

Für die Herstellung aus Aluminiumcarbid gibt es zwei Methoden, sie werden allerdings meist nur im Labor eingesetzt. Die Synthese aus Kohlenstoffmonoxid hat eine besondere Wichtigkeit, da das giftige Kohlenstoffmonoxid, das eigentlich unerwünscht/unbrauchbar ist, sinnvoll genutzt werden kann, lediglich die Quelle des Wasserstoffs stellt bei dieser Synthese ein Problem dar.

Heute wird auch viel Methan als Brennstoff in Biogasanlagen hergestellt. Auch durch Holzvergasung kann Methan gewonnen werden. Die Methanisierung nach vorhergehender Wasserelektrolyse ist das Grundprinzip zur Gewinnung von Wind- oder Solargas, dem im Bereich der regenerativen Energien eine zunehmende Bedeutung zugeschrieben wird.

Umgang, Gefahren und Sicherheit

Bei einem Volumenanteil zwischen 4,4 und 16,5 Prozent in der Luft bildet es explosive Gemische bzw. gefährliche explosionsfähige Atmosphären (geA). Durch unbemerktes Ausströmen von Erdgas kommt es immer wieder zu folgenschweren Gasexplosionen. Auch die gefürchteten Grubengasexplosionen in Kohlebergwerken (Schlagwetter) sind auf Methan-Luft-Gemische zurückzuführen. Methan ist hoch entzündlich, der Flammpunkt liegt bei −188 °C, die Zündtemperatur bei 600 °C. Methanbehälter sollen an gut belüfteten Orten aufbewahrt werden, es sollte von Zündquellen ferngehalten werden und es sollten Maßnahmen gegen elektrostatische Aufladung getroffen werden. Methan wird unter hohen Drücken und meist bei tiefen Temperaturen (um die Dichte zu erhöhen) aufbewahrt, in Gasflaschen bei 200 bar, in Tankerschiffen alternativ fast drucklos tiefkalt verflüssigt bei etwa −160 °C.

Methan wird bei tiefen Temperaturen flüssig gelagert, weil die Dichte dadurch enorm erhöht werden kann. Aus diesem Grund kann es beim Austritt dieses gekühlten Methans leicht zu Erfrierungen kommen. Methan ist ungiftig, die Aufnahme von Methan kann allerdings zu erhöhter Atemfrequenz (Hyperventilation) und erhöhter Herzfrequenz führen, es kann kurzzeitig niedrigen Blutdruck, Taubheit in den Extremitäten, Schläfrigkeit, mentale Verwirrung und Gedächtnisverlust auslösen, alles hervorgerufen durch Sauerstoffmangel. Methan führt aber nicht zu bleibenden Schäden. Wenn die Symptome auftreten, sollte das betroffene Areal verlassen und tief eingeatmet werden, falls daraufhin die Symptome nicht verschwinden, sollte die betroffene Person in ein Krankenhaus gebracht werden.

Treibhausgas

Methan ist ein hochwirksames Treibhausgas. Das Treibhauspotenzial von 1 kg Methan ist, auf einen Zeitraum von 100 Jahren betrachtet, 28 mal höher als das von 1 kg Kohlenstoffdioxid;[7] nach einer neueren Untersuchung beträgt dieser Faktor sogar 33, wenn Wechselwirkungen mit atmosphärischen Aerosolen berücksichtigt werden.[28]

Verwendung

Methan wird vorwiegend als Heizgas zur Wärmeerzeugung und zum Betrieb von Motoren durch Verbrennung genutzt. Neben Methan aus anderen Quellen wird zu diesem Zweck Biogas mit einem Methangehalt von etwa 50 bis >70 % aus Mist, Gülle, Klärschlamm oder organischem Müll gewonnen. Früher wurde Methan durch Pyrolyse von Holz gewonnen, bei der Holzgas entsteht (Holzvergasung). Holzgas, das unter anderem Methan enthält, diente wegen des Erdölmangels im Zweiten Weltkrieg zum Betrieb von insbesondere zivilen Automobilen, die den sich aufheizenden Holzvergaser oft außen angebaut hatten.

Methan ist ein wichtiges Ausgangsprodukt für technische Synthesen von Wasserstoff, Methanol, Ethin, Blausäure, Schwefelkohlenstoff und Methylhalogeniden. Es dient als Ausgangspunkt für viele andere organische Verbindungen.

Reaktionen

Reaktionen mit Sauerstoff

Mit Sauerstoff geht Methan unterschiedliche Reaktionen ein, je nachdem wie viel Sauerstoff für die Reaktion zur Verfügung steht. Nur bei genügend großem Sauerstoffangebot ist eine vollständige Verbrennung des Methans mit optimaler Energieausbeute möglich.[29]

\mathrm{ CH_4 + 2\,O_2 \rightarrow CO_2 + 2\,H_2O \qquad \Delta H^0 = - 802{,}4 \;kJ\cdot mol^{-1}}

Bei ungenügender Sauerstoffzufuhr hingegen entstehen unerwünschte Nebenprodukte wie Kohlenstoffmonoxid (CO) und Kohlenstoff (Ruß). Ferner ist in diesem Fall die Nutzenergie geringer.

  • \mathrm{ 2\,CH_4 + 3\,O_2 \rightarrow 2\,CO + 4\,H_2O }
  • \mathrm{CH_4 + O_2 \rightarrow C + 2\,H_2O }

Weitere Reaktionen

Methan geht außer mit Sauerstoff noch vielfältige weitere Reaktionen ein. Viele davon sind sehr wichtig für die chemische Industrie, da die Entstehungsprodukte von großer technischer Bedeutung sind.

Biologie, Geologie, Klimatologie

Methan wird durch bestimmte Bakterien in Gewässern und Böden mit Sauerstoff (O2) zu Kohlenstoffdioxid und Wasser oxidiert. Diese Umsetzung ist exergon und die Bakterien nutzen sie als Energiequelle, weshalb sie als methanotroph bezeichnet werden.

In einer sauerstoffhaltigen Atmosphäre wird Methan langsam, insbesondere durch Hydroxyl-Radikale, oxidiert.

Siehe auch

Literatur

Bücher

Zeitschriftenartikel

Weblinks

 Commons: Methan – Album mit Bildern, Videos und Audiodateien
 Wiktionary: Methan – Bedeutungserklärungen, Wortherkunft, Synonyme, Übersetzungen

Einzelnachweise

  1. a b c d e f g Eintrag zu CAS-Nr. 74-82-8 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA, abgerufen am 13. Januar 2008 (JavaScript erforderlich)
  2. S. Budavari et al. (1996): The Merck Index – Twelfth Edition, MERCK & CO., INC., S. 1018
  3. David R. Lide (Ed.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90th Edition (Internet Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Permittivity (Dielectric Constant) of Gases, S. 6-188.
  4. David R. Lide (Ed.): CRC Handbook of Chemistry and Physics. 90th Edition (Internet Version: 2010), CRC Press/Taylor and Francis, Boca Raton, FL, Index of Refraction of Gases, S. 10-254.
  5. a b Eintrag aus der CLP-Verordnung zu CAS-Nr. 74-82-8 in der GESTIS-Stoffdatenbank des IFA (JavaScript erforderlich)
  6. Seit 1. Dezember 2012 ist für Stoffe ausschließlich die GHS-Gefahrstoffkennzeichnung zulässig. Bis zum 1. Juni 2015 dürfen noch die R-Sätze dieses Stoffes für die Einstufung von Gemischen herangezogen werden, anschließend ist die EU-Gefahrstoffkennzeichnung von rein historischem Interesse.
  7. a b c Myhre, G. et al.: Anthropogenic and Natural Radiative Forcing. In: Climate Change 2013: The Physical Science Basis. Contribution of Working Group I to the Fifth Assessment Report of the Intergovernmental Panel on Climate Change. Cambridge University Press, Cambridge, United, Kingdom and New York, NY, USA. 2013, S. 731, (PDF)
  8. Chase, M.W. Jr. (1998): NIST-JANAF Thermochemical Tables, Fourth Edition, J. Phys. Chem. Ref. Data, Monograph 9, 1-1951
  9. a b Giora Proskurowski, Martin D. Lilley, Jeffery S. Seewald, Gretchen L. Früh-Green, Eric J. Olson, John E. Lupton, Shean P. Sylva, Deborah S. Kelley: Abiogenic hydrocarbon production at Lost City Hydrothermal Field. In: Science. Bd. 319, 2008, S. 604–607.
  10. William Martin: Alles hat einen Anfang, auch die Evolution: Hydrothermalquellen und der Ursprung des Lebens (PDF; 945 kB). Biologie Unserer Zeit, 3/2009(39), S. 166–173. doi:10.1002/biuz.200910391
  11. U. Deppenmeier, V. Müller: Life close to the thermodynamic limit: how methanogenic archaea conserve energy. In: Results Probl Cell Differ. Bd. 45, 2008, S. 123–152, PMID 17713742; doi:10.1007/400_2006_026
  12. David M. Karl, Lucas Beversdorf u. a.: Aerobic production of methane in the sea. In: Nature Geoscience. 1, 2008, S. 473–478, doi:10.1038/ngeo234.
  13. Siddhesh S. Kamat, Howard J. Williams u. a.: The catalytic mechanism for aerobic formation of methane by bacteria. In: Nature. 497, 2013, S. 132–136, doi:10.1038/nature12061.
  14. Hunt, M. J. (1995): Petroleum geochemistry and geology. W. H. Freeman and Company, New York, Second edition, 743 Seiten.
  15. B. Buffet, D. Archer (2004): Global inventory of methane clathrate: Sensitivität to changes in the deep ocean, in: Earth and Planetary Science Letters, Vol 227, S. 185–199, (PDF; 610 kB)
  16. A. V. Milkov (2004): Global estimates of hydrate-bound gas in marine sediments: how much is really out there?, in: Earth-Science Reviews, Vol. 66, S. 183–197
  17. BP (2006): Quantifying energy – BP Statistical Review of World Energy, Juni 2006, PDF
  18. Felix Geldsetzer, Ullrich Jahn: Methan. In: Römpp Chemie-Lexikon. Thieme Verlag, Stand Dezember 2006.
  19. Ute Kehse (2006): Pflanzen mit schlechtem Atem, online
  20. Livestock's Long Shadow – Environmental Issues and Options (en), FAO 2006, Rom, (Kurzfassung, en).
  21. Garlic 'may cut cow flatulence' BBC 10. Juli 2007.
  22. Deutschlandfunk, 14. Februar 2014, Silke Hasselmann: ondemand-mp3.dradio.de: USA haben den Ausstoß des Klimagases Methan zu niedrig angegeben (20. Februar 2014)
  23. jpl.nasa.gov: Astronomers Detect First Organic Molecule on an Exoplanet (englisch, 19. März 2008), abgerufen am 20. März 2008
  24. Michael J. Mumma et al.: Strong Release of Methane on Mars in Northern Summer 2003, Science January 15, 2009
  25. JPL: NASA's Cassini Spacecraft Reveals Clues About Saturn Moon, Datum: 12. Dezember 2013, Abgerufen: 27. Dezember 2013
  26. Ralph-Mirko Richter: Eisschollen auf der Oberfläche der Titan-Seen?, in Raumfahrer.net, Datum: 13. Januar 2013, Abgerufen: 11. Juni 2013
  27. JPL: Cassini Suggests Icing on a Lake, Datum: 8. Januar 2013, Abgerufen: 11. Juni 2013
  28. Shindell, D. T.; Faluvegi, G.; Koch, D. M.; Schmidt, G. A.; Unger, N. und Bauer, S. E. (2009): Improved attribution of climate forcing to emissions. Science 326, Nr. 5953, S. 716–718.
  29. Standardreaktionsenthalpie für die Verbrennung von Methan und diversen Erdölprodukten vgl. S. 3 ff. in: Herbert Mayr: Vorlesung 9: Erdölverarbeitung, LMU München: Physikalisch-organische Chemie, 2006 (PDF-Datei; ca. 190 kB)
  30. Ivan Ernest: Bindung, Struktur und Reaktionsmechanismen in der organischen Chemie, Springer-Verlag, 1972, S. 297–306, ISBN 3-211-81060-9.