Historiques de l’électrochimie et de l’électrolyse

Historiques de l’électrochimie et de l’électrolyse

La compréhension de la matière électrique commence en XVIème siècle. Pendant ce siècle, durant dix-sept années, le scientifique anglais William Gilbert a effectué des expériences en magnétisme et en électricité. Pour son travail sur les aimants, Gilbert devient connu comme « le père du magnétisme ». Il a découvert différentes méthodes pour produire et pour améliorer les caractères magnétiques des aimants.

En 1663, un physicien Allemand Otto Von Guericke a créé le premier générateur électrique qui produit un courant stable en utilisant une force de friction dans la machine. Le générateur a été fait par une large balle de soufre lancée à l’intérieur du globe de verre monté sur son axe de rotation. La balle est tournée par une manivelle et son frottement contre le coussinet produit une étincelle. Le globe peut être enlevé et utilisé comme source pour les expériences en électricité .

Vers le milieu du XVIIIème siècle, le chimiste français Charles François de Cisternay du Fay a découvert deux types d’électricité statique qui affirment la répulsion entre deux matières de même charge et l’attraction entre celles de de charge différente. Il a annoncé que l’électricité consiste de deux fluides d’électricité positive et d’électricité négative. C’est la théorie de deux fluides de l’électricité. Mais plus tard, dans ce siècle, la théorie d’un fluide de l’électricité par Benjamin Franklin s’oppose à la théorie de Du Fay .

En 1785, Charles-Augustin de Coulomb a développé la loi d’attraction électrostatique comme une excroissance de sa tentative d’investiguer la loi de répulsion électrique déclarée par Joseph Priestley en Angleterre .

Vers la fin du XVIIIème siècle, le physicien et anatomiste Italien Luigi Galvani a marqué la naissance de l’électrochimie en établissant, lors de son essai en 1791 où il a proposé sur la forme de vie biologique, un pont entre la réaction chimique et l’électricité, [6]. Dans son essai, il a conclu que jusqu’aujourd’hui, le tissu animal contient de négligé inné et de force vitale qui activent le cerveau et le muscle recouvert par une sonde métal. Il croyait que cette nouvelle force était une forme d’électricité additionnée à la forme « naturelle » produite par l’éclair ou par une aiguille électrique et un rayon de torpille qui est la forme « artificielle » produite par friction .

En 1800, William Nicholson et Johann Wilhelm Ritter a réussi de décomposer l’eau en dihydrogène et dioxygène par électrolyse. Bientôt après, Ritter a découvert le procédé d’électrolyse en utilisant la platine. Il a aussi découvert que la quantité de métal déposé et celle de dioxygène pendant le processus d’électrolyse dépend de la distance entre les électrodes, [7]. En 1801, Ritter a observé le courant thermoélectrique et a ainsi anticipé la découverte de la thermoélectricité par Thomas Johann Seebeck .

Vers 1810, William Hyde Wollaston a apporté une amélioration à une cellule galvanique. Le travail de Humphry Davy sur l’électrolyse a indiqué que la production d’électricité dans une simple cellule électrolytique a résulté des action et combinaison chimique produite par des substances de charge opposée. En 1808, ce travail a mené directement à l’isolation des sodium et potassium de leur composé .

En 1820, la découverte de l’effet magnétique du courant électrique de Hans Christian Œrsted (un physicien et chimiste danois ayant vécu entre 1777 et 1851) était reconnue immédiatement comme un progrès de fabrication bien qu’il ait laissé plus loin le travail sur l’électromagnétisme par rapport aux autres. André-Marie Ampère a répété rapidement l’expérience de Œrsted et l’a formulée mathématiquement, [11]. En 1821, le physicien Estonien-allemand Thomas Johann Seebeck a démontré l’existence d’une différence de potentiel électrique entre les deux pointes de jointure de deux métaux dissemblables quand il y a une différence de la chaleur entre les joints, [12]. En 1827, le scientifique allemand Georg Ohm a exprimé sa loi dans le fameux livre « Die galvanische Kette, mathematisch bearbeitet » (le circuit galvanique modélisé mathématiquement) dans lequel il a donné sa théorie complète de l’électricité, [13]. En 1832, les expériences de Michael Faraday l’ont mené à déclarer deux lois d’électrochimie. En 1836, John Daniell a inventé une première pile qui permet de résoudre le problème de polarisation en éliminant la génération de dihydrogène dans l’électrode positive. Les résultats plus tardifs ont révélé que l’alliage du zinc amalgamé avec le mercure produisait un haut voltage.

William Grove a produit sa première pile à combustible en 1839. En 1846, Wilhelm Weber a développé l’électrodynamomètre. En 1868, Georges Leclanché a breveté une nouvelle pile qui est devenue finalement un prédécesseur d’une première pile du carbone du zinc largement utilisé dans le monde, [8]. Svante Arrhenius a publié sa thèse en 1884 intitulé « Recherches sur la conductibilité galvanique des électrolytes ». De ses résultats, l’auteur a conclu que les électrolytes dissouts dans l’eau se dissocient électriquement en ions positifs ou en ions négatifs avec des degrés de dissociation variables, [13]. En 1886, Paul Héroult et Charles M. Hall a développé une méthode efficace pour obtenir de l’aluminium en électrolysant l’alumine fondue, [14]. En 1894, Friedrich Ostwald a conclu une étude importante de la conductivité et la dissociation électrolytique d’un acide organique [15]. Walther Hermann Nernst a développé la théorie de la force électromotrice d’une cellule voltaïque en 1888. En 1889, il a montré que les caractéristiques du courant produit peuvent être utilisées pour calculer l’énergie libre échangée lors d’une réaction chimique. Il a établi une équation connue sous le nom d’« équation de Nernst » qui relie la force électromotrice de la pile à ses propriétés, [16]. En 1898, Fritz Haber a montré que les produits de la réduction ainsi définis peuvent résulter du processus électrolytique si le potentiel dans la cathode reste constant, [17]. Le progrès de l’électrochimie est lié directement à l’électrolyse. En chimie, l’électrolyse est une réaction chimique forcée à l’aide du courant électrique. Plusieurs éléments chimiques sont obtenus lors de l’extraction par électrolyse. Elle joue un rôle très important pour l’extraction des minerais. Le monde de l’électrolyse est introduit par Mickael Faraday au XIXème siècle. La tension nécessaire pour qu’il y ait électrolyse est appelée potentiel de décomposition. Pour résoudre nos problèmes énergétiques et environnementaux actuels, ce type de réaction chimique forcée est utilisé pour couper la forte liaison entre l’oxygène et hydrogène dans l’eau. Cette réaction est réversible que son inverse nous fournissons comme source d’énergie non polluante. Plusieurs chercheurs de nos jours entreprennent des travaux visant l’amélioration du rendement énergétique d’un électrolyseur.

Introductions aux les électrolyseurs

Structure de base d’un électrolyseur

Un électrolyseur est un dispositif qui sert à extraire forcément un élément chimique à l’aide d’un courant électrique. Dans ce manuscrit, nous étudions la décomposition de l’eau sous l’action d’un courant électrique. Un électrolyseur est composé d’une alimentation électrique, deux électrodes et une solution conductrice de l’électricité où l’on fait une extraction. L’alimentation électrique débite un courant électrique vers les deux électrodes immergées dans la solution conductrice. A cause de la migration électronique à travers la solution, les ions positifs se déplacent vers la cathode tandis que les ions négatifs, vers l’anode. Au niveau des électrodes, il y a formation des dépôts de minerais ou d’ébullition des gaz selon le type des ions existants dans la solution. Les dispositifs de stockage des extraits obtenus varient selon leur état (gazeux ou solide).

Alimentations d’un électrolyseur 

Dès le début, un électrolyseur est alimenté par un courant continu supérieur à la tension seuil. Cette tension dépend du type de la solution. Un électrolyseur peut être alimenté par différents types d’alimentation. Aujourd’hui, il y a des électrolyseurs fonctionnant à l’aide d’une source d’énergie renouvelable telle que l’électrolyseur solaire et l’électrolyseur éolienne. La tension seuil minimum théorique pour décomposer la liaison entre les atomes d’hydrogène et d’oxygène de l’eau est égale à 1,23 V. Cette tension est calculée à partir de l’énergie de Gibbs. Pour une tension supérieure à cette tension seuil, le reste d’énergie devient une quantité de chaleur au niveau de la solution.

Il existe quatre types d’alimentation électrique d’un électrolyseur. Une alimentation en courant continu qui est débitée par des générateurs continus. Elle peut distinguer les deux produits gazeux après l’électrolyse. Une alimentation alternative est utilisée pour avoir un mélange de dioxygène et de dihydrogène qui est très dangereux si on brûle. Une alimentation en signal régulier est obtenue à partir du redressement bi-alternance du courant alternatif. Le dernier type d’alimentation est l’alimentation d’utilisation du courant pouls à haute fréquence. Quel que soit le régime d’alimentation électrique d’un électrolyseur, les phénomènes qui se passent au niveau des électrodes sont pareils. Pour rendre conductrice d’électricité la solution, il faut y ajouter une solution acide ou basique. Quand l’acide sulfurique va se dissoudre dans l’eau, les molécules d’eau et d’acide se dissocient en ions. Ce même phénomène se passe lors de la dissolution d’hydroxyde de sodium (NaOH). La dissociation en ions des molécules crée une conduction ionique ou électrolyte dans l’eau. Dans le cas d’une solution acide, l’ion ?3?+ se déplace vers l’électrode négative.

Électrodes d’un électrolyseur

Les électrodes sont des métaux conducteurs d’électricité. Elles jouent les rôles de conduire le courant aux électrolytes. La vitesse de l’électrolyse dépend de la conductivité électrique des électrodes. Elle est proportionnelle à la conductivité. La durée de vie d’une électrode dépend de son caractère corrosif et du type d’électrolyte. Les métaux précieux comme l’or et le platine sont plus efficaces comme électrodes d’un électrolyseur. Mais l’utilisation de l’acier inoxydable est très répandue dans le monde d’électrolyse grâce à sa conductivité électrique et à sa résistance à l’effet de corrosion. L’électrode de référence universelle s’appelle l’électrode à hydrogène. Elle sert à déterminer le potentiel d’une autre électrode. On obtient ce type d’électrode en immergeant le platine platiné dans une solution d’acide chlorhydrique. L’hydrogène se fixe sur la couche immergée de ce métal et qui forme immédiatement une vraie électrode en hydrogène.

Table des matières

INTRODUCTION
Chapitre 1 INTRODUCTION AUX ELECTROLYSEURS ET AUX PILES A COMBUSTIBLES
1.1. Historiques de l’électrochimie et de l’électrolyse
1.2. Introductions aux les électrolyseurs
1.2.1. Structure de base d’un électrolyseur
1.2.1.1. Alimentations d’un électrolyseur
1.2.1.2. Électrodes d’un électrolyseur
1.2.1.3. Electrolytes
1.2.2.Types d’électrolyseur
1.2.2.1. Électrolyseur alcalin
1.2.2.2. Électrolyseur à membrane échangeuse de protons
1.2.2.3. Électrolyseur solide oxyde
1.3. Introductions aux piles à combustibles
1.3.1. Classification des membranes échangeuses de proton
1.3.2. Membrane échangeuse de proton polymérique
1.3.3. Membrane échangeuse de proton céramique
1.3.4. Membrane échangeuse de proton acide solide
1.3.5. Membrane échangeuse de proton de composé inorganique-organique
Chapitre 2 RENDEMENTS ENERGETIQUES ET APPLICATIONS INDUSTRIELLES DES ELECTROLYSEURS ET DES PILES A COMBUSTIBLES
2.1. Combustion de dihydrogène
2.1.1. Large gamme d’inflammabilité
2.1.2. Faible énergie d’allumage
2.1.3. Petite distance d’extinction
2.1.4. Autoallumage à haute température
2.1.4.1. Haute vitesse de flamme
2.1.4.2. Haute diffusivité
2.1.4.3. Faible densité
2.2. Rendement énergétique d’un électrolyseur
2.2.1. Rendement de Faraday
2.2.2. Paramètres influents sur le rendement énergétique d’un électrolyseur
2.2.2.1. Polarisation
2.2.2.2. Influence de la température
2.2.2.3. Influence de la pression
2.2.2.4. Influence de type d’électrolyte
2.2.2.5. Type d’alimentation électrique
2.3. Rendement énergétique d’une pile à combustible
2.3.1. Thermodynamique d’une pile à combustible
2.3.1.1. Énergie libre de Gibbs
2.3.1.2. Cinétique des réactions électrochimiques : zone de triple contact
2.3.2. Rendement d’une pile à combustible
2.4. Applications de l’électrolyseur et de la pile à combustible
2.4.1.Applications de l’électrolyseur
2.4.1.1. Électrolyseurs industriels
2.4.1.2. Électrolyseurs alcalins de l’eau
2.4.1.3. Électrolyseurs à électrolyte oxyde solide
2.4.2. Applications de la pile à combustible
2.4.2.1. Applications portables
2.4.2.2. Application aux voitures électriques
2.4.2.3. Quelques exemples de fabricateur de véhicule à pile combustible
Chapitre 3 MODELISATIONS ET CONCEPTIONS D’UN ELECTROLYSEUR ET D’UNE PILE A COMBUSTIBLE
3.1. Modélisations d’un électrolyseur et d’une pile à combustible
3.1.1. Modélisation d’un électrolyseur
3.1.1.1. Modèle électrique
3.1.1.2. Modèle thermodynamique
3.1.1.3. Modèle électrochimique
3.1.1.4. Modèle thermique
3.1.2. Modélisation d’une pile à combustible
3.1.2.1. Hypothèses de modélisation d’une pile à combustible
3.1.2.2. Paramètres de simulation utilisés
3.1.2.3. Modèles statiques
3.1.2.4. Modèles dynamique
3.2. Conceptions d’un électrolyseur et d’une pile à combustible
3.2.1. Méthode de conception d’un électrolyseur
3.2.1.1. Conception d’un générateur de courant ultra-court pouls
3.2.1.2. Choix des électrodes efficaces
3.2.1.3. Géométrie d’électrolyseur
3.2.1.4. Réservoir de stockage d’hydrogène
3.2.2. Méthode de conception d’une pile à combustible
3.2.2.1. Membrane échangeuse de proton
3.2.2.2. Électrode d’une pile à combustible
3.2.3. Assemblage des piles à combustible PEM
Chapitre 4 RESULTATS D’EXPERIMENTATION ET DISCUSSIONS
4.1. Bilan énergétique de l’électrolyseur
4.1.1. Mesure des tension et courant ultra-court pouls aux bornes d’entrée d’un électrolyseur
4.1.2. Mesure du volume de dihydrogène produit en fonction du courant
4.1.3. Mesure du volume de dihydrogène produit en fonction de tension
4.1.4. Bilan de la puissance et bilan énergétique d’un électrolyseur
4.2. Bilan énergétique d’une cellule de pile à combustible
4.2.1. Mesures électriques d’une pile à combustible
4.2.2. Influence de température de fonctionnement dans la variation de tension
4.2.3. Influence de la pression de gaz à la tension de sortie d’une pile à combustible
4.2.4. Variation transitoire de la tension de sortie et du courant d’une pile à combustible
4.2.5. Variation de débit d’hydrogène et d’oxygène d’une pile à combustible
4.3. Bilan énergétique global d’un électrolyseur appliqué à une pile à combustible à hydrogène
4.3.1.Comparaison de volume de gaz produit par l’électrolyseur et de volume de gaz consommée par la pile à combustible
4.3.2.Comparaisons de l’énergie consommée par l’électrolyseur et l’énergie produite par une cellule de pile à combustible
CONCLUSION GENERALE
ANNEXES

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