Électrolyse à membrane électrolyte polymère
Un électrolyseur est un dispositif électrochimique permettant de convertir l’électricité et l’eau en hydrogène et en oxygène, ces gaz pouvant ensuite être utilisés comme moyen de stocker de l’énergie pour une utilisation ultérieure. Cette utilisation peut aller de la stabilisation du réseau électrique à partir de sources électriques dynamiques telles que les éoliennes et les cellules solaires à la production localisée d’hydrogène comme carburant pour les véhicules à pile à combustible. L’électrolyseur PEM utilise un électrolyte polymère solide (EPS) pour conduire les protons de l’anode à la cathode tout en isolant électriquement les électrodes. Dans des conditions normales, l’enthalpie requise pour la formation d’eau est de 285,9 kJ/mol. Une partie de l’énergie requise pour une réaction d’électrolyse soutenue est fournie par l’énergie thermique et le reste est fourni par l’énergie électrique.
RéactionsEdit
La valeur réelle de la tension en circuit ouvert d’un électrolyseur en fonctionnement se situera entre les 1,23 V et 1,48 V selon la façon dont la conception de la cellule/de la pile utilise les entrées d’énergie thermique. Ceci est cependant assez difficile à déterminer ou à mesurer car un électrolyseur en fonctionnement subit également d’autres pertes de tension dues aux résistances électriques internes, à la conductivité des protons, au transport de masse à travers la cellule et à l’utilisation du catalyseur, pour n’en citer que quelques-unes.
Réaction anodiqueModifier
La demi-réaction qui a lieu du côté de l’anode d’un électrolyseur PEM est communément appelée réaction d’évolution de l’oxygène (OER). Ici, le réactif eau liquide est fourni au catalyseur où l’eau fournie est oxydée en oxygène, protons et électrons.
2 H 2 O ( l ) ⟶ O 2 ( g ) + 4 H + ( aq ) + 4 e – {\displaystyle {\ce {2 H2O (l) -> O2 (g) + 4H+ (aq) + 4 e^-}}.
Réaction à la cathodeModification
La demi-réaction qui a lieu du côté de la cathode d’un électrolyseur PEM est communément appelée réaction d’évolution de l’hydrogène (HER). Ici, les électrons fournis et les protons qui ont traversé la membrane sont combinés pour créer de l’hydrogène gazeux.
4 H + ( aq ) + 4 e – ⟶ 2 H 2 ( g ) {\displaystyle {\ce {4H+ (aq) + 4 e^- -> 2H2 (g)}}.
L’illustration ci-dessous représente une simplification du fonctionnement de l’électrolyse PEM, montrant les demi-réactions individuelles ensemble ainsi que la réaction complète d’un électrolyseur PEM. Dans ce cas, l’électrolyseur est couplé à un panneau solaire pour la production d’hydrogène, cependant le panneau solaire pourrait être remplacé par n’importe quelle source d’électricité.
Deuxième loi de la thermodynamiqueModifié
Selon la deuxième loi de la thermodynamique, l’enthalpie de la réaction est:
Δ H = Δ G ⏟ elec. + T Δ S ⏟ chaleur {\displaystyle \Delta H=\underbrace {\Delta G} _{\textrm {elec.}}+{\c}T\Delta S} _{\textrm {chaleur}}
Where Δ G {\displaystyle \Delta G}
est l’énergie libre de Gibbs de la réaction, T {\displaystyle T}.
est la température de la réaction et Δ S {\displaystyle \Delta S}
est la variation d’entropie du système.
H 2 O ( l ) + Δ H ⟶ H 2 + 1 2 O 2 {\displaystyle {\ce {H2O (l) + \Delta H -> H2 + 1/2 O2}}}
La réaction cellulaire globale avec les entrées d’énergie thermodynamique devient alors:
H 2 O ( l ) → + 48.6 kJ / mol ⏟ chaleur + 237,2 kJ / mol ⏞ électricité H 2 + 1 2 O 2 {\displaystyle {\ce {H2O(l)->{H2}+1/2O2}}.
Les entrées thermiques et électriques présentées ci-dessus représentent la quantité minimale d’énergie qui peut être fournie par l’électricité afin d’obtenir une réaction d’électrolyse. En supposant que la quantité maximale d’énergie thermique (48,6 kJ/mol) est fournie à la réaction, la tension réversible de la cellule V rev 0 {\displaystyle V_{\textrm {rev}}^{0}}.
peut être calculée.
Tension en circuit ouvert (OCV)Edit
V rev 0 = Δ G 0 n ⋅ F = 237 kJ/mol 2 × 96 , 485 C/mol = 1.23 V {\displaystyle V_{\textrm {rev}}^{0}={\frac {\Delta G^{0}}{n\cdot F}}={\frac {237\ {\textrm {kJ/mol}}{2\times 96,485\\ {\textrm {C/mol}}}}=1.23V}
where n {\displaystyle n}
est le nombre d’électrons et F {\displaystyle F}
est la constante de Faraday. Le calcul de la tension de la cellule en supposant qu’il n’existe aucune irréversibilité et que toute l’énergie thermique est utilisée par la réaction est appelé pouvoir calorifique inférieur (PCI). L’autre formulation, utilisant le pouvoir calorifique supérieur (PCS), est calculée en supposant que toute l’énergie nécessaire à la réaction d’électrolyse est fournie par la composante électrique de l’énergie requise, ce qui entraîne une tension de cellule réversible plus élevée. Lors de l’utilisation de la HHV, le calcul de la tension est appelé tension thermoneutre.
V th 0 = Δ H 0 n ⋅ F = 285,9 kJ/mol 2 × 96 , 485 C/mol = 1.48 V {\displaystyle V_{\textrm {th}}^{0}={\frac {\Delta H^{0}}{n\cdot F}}={\frac {285.9{\textrm {kJ/mol}}{2\times 96,485{\textrm {C/mol}}}}=1.48V}
Pertes de tensionEdit
Les performances des cellules d’électrolyse, comme des piles à combustible, sont généralement comparées en traçant leurs courbes de polarisation, qui est obtenue en traçant la tension de la cellule en fonction de la densité de courant. Les principales sources d’augmentation de la tension dans un électrolyseur PEM (il en va de même pour les piles à combustible PEM) peuvent être classées en trois catégories principales, les pertes ohmiques, les pertes d’activation et les pertes de transport de masse. En raison de l’inversion du fonctionnement entre une pile à combustible PEM et un électrolyseur PEM, le degré d’impact pour ces différentes pertes est différent entre les deux procédés.
V cell = E + V act + V trans + V ohm {\displaystyle V_{\textrm {cell}}=E+V_{\textrm {act}}+V_{\textrm {trans}}+V_{\textrm {ohm}}.
La performance d’un système d’électrolyse PEM est généralement comparée en traçant le surpotentiel en fonction de la densité de courant des cellules. Il en résulte essentiellement une courbe qui représente la puissance par centimètre carré de surface de la cellule nécessaire pour produire de l’hydrogène et de l’oxygène. À l’inverse de la pile à combustible PEM, plus l’électrolyseur PEM est performant, plus la tension de la pile est faible pour une densité de courant donnée. La figure ci-dessous est le résultat d’une simulation du Forschungszentrum Jülich d’un électrolyseur PEM à cellule unique de 25 cm2 en fonctionnement thermoneutre décrivant les principales sources de perte de tension et leurs contributions pour une gamme de densités de courant.
Pertes ohmiquesModifié
Les pertes ohmiques sont une surtension électrique introduite dans le processus d’électrolyse par la résistance interne des composants de la cellule. Cette perte nécessite alors une tension supplémentaire pour maintenir la réaction d’électrolyse, la prédiction de cette perte suit la loi d’Ohm et détient une relation linéaire avec la densité de courant de l’électrolyseur en fonctionnement.
V = I ⋅ R {\displaystyle V=I\cdot R}
La perte d’énergie due à la résistance électrique n’est pas entièrement perdue. La chute de tension due à la résistivité est associée à la conversion de l’énergie électrique en énergie thermique par un processus connu sous le nom de chauffage par effet Joule. Une grande partie de cette énergie thermique est emportée avec l’eau réactive et perdue dans l’environnement, mais une petite partie de cette énergie est ensuite récupérée comme énergie thermique dans le processus d’électrolyse. La quantité d’énergie thermique qui peut être recapturée dépend de nombreux aspects du fonctionnement du système et de la conception de la cellule.
Q ∝ I 2 ⋅ R {\displaystyle Q\propto I^{2}\cdot R}
Les pertes ohmiques dues à la conduction des protons contribuent à la perte d’efficacité qui suit également la loi d’Ohm, cependant sans l’effet de chauffage Joule. La conductivité protonique de la PEM est très dépendante de l’hydratation, de la température, du traitement thermique et de l’état ionique de la membrane.
Pertes faradiques et crossoverEdit
Les pertes faradiques décrivent les pertes de rendement qui sont corrélées au courant, qui est fourni sans conduire à l’hydrogène à la sortie cathodique du gaz. L’hydrogène et l’oxygène produits peuvent traverser la membrane par perméation, on parle de croisement. Il en résulte des mélanges des deux gaz aux électrodes. À la cathode, l’oxygène peut subir une réaction catalytique avec l’hydrogène sur la surface en platine du catalyseur cathodique. À l’anode, l’hydrogène et l’oxygène ne réagissent pas sur le catalyseur en oxyde d’iridium. Il peut donc en résulter des risques de sécurité dus à des mélanges anodiques explosifs d’hydrogène dans l’oxygène. L’énergie fournie pour la production d’hydrogène est perdue, lorsque l’hydrogène est perdu en raison de la réaction avec l’oxygène à la cathode et que la perméation de la cathode à travers la membrane vers l’anode correspond. Par conséquent, le rapport entre la quantité d’hydrogène perdue et produite détermine les pertes faradiques. Lors du fonctionnement sous pression de l’électrolyseur, le croisement et les pertes d’efficacité faradique corrélées augmentent.
Compression de l’hydrogène pendant l’électrolyse de l’eauEdit
Le dégagement d’hydrogène dû à l’électrolyse sous pression est comparable à un processus de compression isotherme, qui est en termes d’efficacité préférable par rapport à la compression isotrope mécanique. Cependant, les contributions des pertes faradiques mentionnées ci-dessus augmentent avec les pressions de fonctionnement. Ainsi, pour produire de l’hydrogène comprimé, la compression in situ pendant l’électrolyse et la compression ultérieure du gaz doivent être envisagées sous l’angle du rendement.