Pile à combustible à hydrogène

Une pile à combustible à hydrogène produit de l'électricité en combinant l'hydrogène et l'oxygène sur deux électrodes séparées par un électrolyte, avec pour seuls produits de l'eau et de la chaleur. Contrairement à une pile ordinaire, elle est alimentée de l'extérieur et fonctionne tant que le gaz arrive. Christian Schönbein a observé l'effet en 1838, lui et William Grove l'ont signalé en 1839, Grove a construit une batterie à gaz de cinquante éléments en 1842, et dans les années 1960 des piles à combustible alimentaient les vaisseaux Gemini et Apollo.

Ce que c’est

Une pile à combustible est une cellule électrochimique alimentée en continu par ses réactifs. Dans une pile à hydrogène, l’hydrogène arrive sur une électrode et l’oxygène, le plus souvent celui de l’air, sur l’autre, et la cellule fournit un courant continu tant que les gaz affluent. Une pile ordinaire contient une réserve fixe de produits chimiques qui s’épuise ; dans une pile à combustible, les électrodes et l’électrolyte sont conçus pour rester inchangés.

La réaction est l’inverse de l’électrolyse de l’eau : l’hydrogène et l’oxygène se combinent en eau, et une partie de leur énergie chimique sort sous forme d’électricité plutôt que de chaleur. Avec de l’hydrogène pur, les seuls produits sont l’électricité, l’eau et la chaleur. Comme aucun combustible n’est brûlé pour faire tourner un moteur, le rendement peut dépasser 60 %.

Comment ça marche

Une cellule moderne est un sandwich : des plaques rainurées amènent l’hydrogène sur une face de la membrane et l’air sur l’autre.

Les électrodes portent un catalyseur, souvent du platine. L’électrolyte qui les sépare laisse passer des ions mais pas les électrons, qui doivent faire le tour par le circuit extérieur, où ils travaillent dans une lampe ou un moteur. Dans une pile à membrane échangeuse de protons, l’hydrogène cède ses électrons à l’électrode négative, l’anode, et devient des ions hydrogène ; ceux-ci traversent la membrane jusqu’à l’électrode positive, la cathode, où ils retrouvent les électrons qui reviennent et l’oxygène pour former de l’eau. Une pile alcaline fait circuler des ions hydroxyde dans l’autre sens : ils se forment à la cathode à partir d’oxygène, d’eau et d’électrons, traversent l’électrolyte jusqu’à l’anode et s’y combinent à l’hydrogène, si bien que l’eau apparaît du côté de l’anode.

La réaction n’a lieu que là où se touchent gaz, électrolyte et catalyseur ; les électrodes sont donc poreuses, pour allonger autant que possible cette ligne de rencontre. Grove l’avait vu en 1842 : sur une simple feuille de platine, l’action ne se produisait qu’à la ligne d’eau, et il recouvrit ses lames de platine finement déposé à partir d’une solution. Les électrodes modernes sont de minces feuilles formées d’une couche hydrofuge, d’une couche active de catalyseur sur carbone et d’une couche conductrice.

Une seule cellule donne une tension faible ; on en empile donc plusieurs en série pour atteindre une tension utile. Dans les piles à membrane échangeuse de protons, l’électrolyte est une mince membrane plastique qui ne laisse passer que les ions hydrogène. Les piles alcalines, du type mis au point par Bacon, emploient une solution alcaline. D’autres types fonctionnent à chaud, sur carbonates fondus ou sur un électrolyte céramique solide. Un système complet demande aussi des pompes ou des ventilateurs, de quoi évacuer l’eau et la chaleur, des capteurs et une régulation.

Comment faire

Une fois la pile retirée, le gaz resté sur les mines en fait une minuscule pile à combustible.

On peut voir une pile à combustible travailler à toute petite échelle. Montez le dispositif à crayons décrit pour l’électrolyse de l’eau : deux crayons de bois taillés aux deux bouts, enfoncés dans un carton posé sur un verre d’eau où l’on a dissous un peu de sel d’Epsom, les pointes basses dans le liquide sans se toucher. Il faut aussi une pile de 9 volts, deux cordons à pinces crocodiles et un multimètre réglé pour mesurer des volts en courant continu.

Reliez la pile aux deux pointes hautes jusqu’à ce que des bulles montent des deux mines. Une partie de l’hydrogène et de l’oxygène reste retenue sur le graphite. Décrochez la pile et reliez à sa place les deux crayons au multimètre, le crayon qui était sur la borne négative au cordon noir de l’appareil.

Le multimètre affiche une tension : l’hydrogène retenu sur une mine et l’oxygène sur l’autre se recombinent à travers la solution et font passer un courant dans l’appareil, comme sur les lames de platine de Grove. Rebranchez la pile pour produire de nouveau du gaz.

Sécurité. Les bulles contiennent de l’hydrogène, qui forme avec l’air des mélanges explosifs et brûle d’une flamme presque invisible. Tenez flammes et étincelles loin du verre et ne recueillez jamais le gaz dans un récipient.

Histoire et évolution

En février 1839, Grove publie qu’une aiguille de galvanomètre dévie quand une lame de platine plonge dans l’hydrogène et l’autre dans l’oxygène.

Christian Friedrich Schönbein, professeur de physique et de chimie à Bâle, observe l’effet en 1838. Dans une lettre datée de décembre 1838 et publiée dans le numéro de janvier 1839 du Philosophical Magazine, il décrit comment des fils de platine qui ont servi d’électrodes dans de l’eau acidulée perdent ou acquièrent un pouvoir voltaïque dans l’hydrogène ou l’oxygène, et attribue les courants obtenus à l’union des deux gaz. Dans le numéro de février, William Robert Grove, plus tard professeur de philosophie expérimentale à la London Institution, décrit l’effet à la fin d’un article sur la combinaison des gaz par le platine. Il scelle deux lames de platine à travers le fond d’un vase de verre rempli d’eau acidulée à l’acide sulfurique, retourne un tube d’oxygène sur l’une et un tube d’hydrogène sur l’autre. Dès que les lames touchent les gaz, l’aiguille d’un galvanomètre relié à elles dévie, et dans les heures qui suivent le liquide monte dans les deux tubes, davantage dans celui d’hydrogène. Grove conclut en espérant « décomposer l’eau au moyen de sa composition ».

En décembre 1842, il décrit une « batterie voltaïque à gaz » de 50 paires de tubes, chacun garni d’une lame de platine platiné, dressés dans de l’acide sulfurique dilué. Elle donne une secousse, une étincelle entre deux pointes de charbon et assez de courant pour décomposer l’eau. Son assistant remarque que l’hydrogène est consommé deux fois plus vite que l’oxygène.

À la fin des années 1880, Ludwig Mond et Carl Langer obtiennent des piles plus durables en retenant l’électrolyte dans une matière poreuse non conductrice. Francis Thomas Bacon s’attaque à la pile hydrogène-oxygène quand il travaille chez le constructeur C. A. Parsons, poursuit au King’s College de Londres puis, à partir de 1946, à Cambridge, où il met au point des piles alcalines pratiques à électrodes à diffusion de gaz. L’espace crée ensuite un besoin d’énergie légère et efficace. Des piles à combustible alimentent les vaisseaux Gemini et Apollo puis la navette spatiale ; celles d’Apollo dérivent d’une unité de 6 kW construite pour le projet de Bacon par l’entreprise Marshall, de Cambridge. On les emploie aujourd’hui dans des véhicules, des bâtiments et comme alimentation de secours, mais le prix du platine et le stockage de l’hydrogène freinent encore leur diffusion.