LES PILES

Historique

Applications stationnaires

Hydrogène

De la production au stockage

Une pile à combustible permet de convertir directement de l'énergie chimique en énergie électrique. A la différence des moyens traditionnels de production de l'énergie, son rendement ne dépend pas du cycle de Carnot. Par ailleurs, le combustible est fourni en continu à la différence des piles traditionnelles (pile au Zinc). On peut ainsi obtenir du courant de façon continue.

L'un des intérêts de la pile à combustible est que les températures sont d'un plus faible niveau que dans les turbines ou les moteurs à combustion. Ceci permet entre autres d'éviter la formation de NOx. Cependant à ce niveau de température, la plupart des carburants carbonés traditionnels sont trop peu réactifs et seul l'hydrogène convient. Le méthanol peut aussi être utilisé dans les piles directes à méthanol, mais leurs performances restent pour le moment inférieures à celles des piles à hydrogène. Pour utiliser des combustibles type méthane ou autres alcools, il faut des températures de fonctionnement bien plus élevées: 800 à 1000°C. La réalisation de piles fonctionnant à de telles températures est problématique: on préfère donc utiliser de l'hydrogène.

Une cellule élémentaire est constituée de 3 éléments:

• deux électrodes,
• un électrolyte

Les deux électrodes sont séparées par l'électrolyte. A l'anode, on amène le combustible (le plus souvent de l'hydrogène, parfois du méthanol). La cathode est alimentée en oxygène (ou plus simplement en air, enrichi ou non en oxygène).

Les réactions

H₂       2 H⁺ + 2 e-     électrolyte acide

H₂ + 2 OH^-       2 H₂O + 2 e-     électrolyte basique

1/2 O₂ + 2 H⁺ + 2e-       H₂O      électrolyte acide

1/2 O₂ + H₂O + 2e-       2 OH^-      électrolyte basique

H₂ + 1/2 O₂ H₂O + chaleur

Cette réaction est exothermique: à 25°C, l'enthalpie libre de la réaction est de -237 ou -229 kJ/mol selon que l'eau formée est liquide ou gazeuse. Ceci correspond à des tensions théoriques de 1,23 et 1,18 V. Cette tension dépend aussi de la température.

Tension de la pile

Si l'ensemble de l'enthalpie libérée par la réaction pouvait être retrouvée sous forme d'une différence de potentiel, la tension E_th délivrée par la pile serait:

En fait, d'après le second principe de la thermodynamique, la part correspondant à l'entropie ne peut être transformée en travail électrique. Or, le travail est égal à la variation d'enthalpie libre au cours de la réaction chimique.

avec E_a et E_c les potentiels à l'anode et à la cathode. Le travail maximal récupérable par la pile (quand les pertes peuvent être négligées) est donc:

La différence entre le potentiel de la cathode et celui de l'anode repr&eacutesente en fait la fem de la pile:

Le potentiel de chaque électrode s'obtient grâce à la loi de Nernst qui le relie à la concentration des réactifs et produits de la réaction électrochimique ayant lieu à l'électrode. Pour la réaction:

A₁ + n e-       A₂

où les a représentent les activités des espèces Red et Ox.

Lorsque le courant est non nul, la tension de la pile sera inférieure à cette tension d'équilibre. Ceci est dû à la présence de surtensions aux électrodes. Elles proviennent des cinétiques réactionelles dont les vitesses ont des valeurs finies.