МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ

РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Федеральное агентство по образованию

___________

МОСКОВСКИЙ ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЙ ИНСТИТУТ

(ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ)

______________________________________________________________________

П.А. АРСЕНЬЕВ, А.А. ЕВДОКИМОВ, А.Г. МАТВЕЕВА , Н.А. ЯШТУЛОВ

Водородная энергетика

Сборник лабораторных работ

Москва Издательский дом МЭИ 2006

УДК

Утверждено учебным управлением МЭИ

в качестве учебного пособия для студентов

Подготовлено на кафедре физики и технологии электротехнических материалов и компонентов

Рецензенты:

Водородная энергетика: лабораторные работы / П.А. Арсеньев,

А.А. Евдокимов, А.Г.Матвеева, Н.А. Яштулов.–М.: Издательство МЭИ,

ISBN

Лабораторные работы включают в себя…

.

Предназначено для студентов электротехнических и радиотехнических специальностей МЭИ.

ISBN © Московский энергетический институт

(технический университет), 2006

Введение

Настоящий курс лабораторных работ состоит из двух частей-рекомендаций для преподавателей и руководства для студентов. Задачей курса является постижение студентов азов водородной энергетики и получения навыков работы с водород-кислородными (воздушными) топливными элементами. Подача материала дается на качественном, доступном для студентов уровне. Более глубокое понимание вопросов, связанных с работой устройств, входящих в лабораторно-демонстрационный комплекс, требует самостоятельной проработки затронутых в курсе вопросов с использованием специальной литературы.

Планируемый курс лабораторных работ рассчитан на полную комплектацию лабораторного демонстрационного комплекса, включающего в себя солнечный элемент и метанольный топливный элемент. Упрощенный вариант комплектации не включает в себя солнечный модуль и метанольный топливный элемент. Электролизер обеспечивается энергией от отдельного источника питания, что позволяет проводить эксперименты с водород-кислородным топливным элементом.

Данное пособие является первым экспериментальным изданием курса лабораторных работ по теме «Солнечно-водородная энергетика и топливные элементы» и рекомендуется для использования как спецкурсах высшей школы, так и в общеобразовательной программе по физике и химии в средней школе, а также для популяризации идей и технологий водородной экономики будущего. Авторы будут благодарны за все критические замечания и пожелания к улучшению изложения и подачи материала.

Введение

Электродные процессы. Электродвижущие силы.

Электрод представляе6т собой часть электрохимической системы, состоящей из нескольких фаз. На границе раздела фаз электрод – электролит протекает электродная реакция, в результате которой происходит перераспределение зарядов между фазами и возникает электродный потенциал. Электродные реакции являются процессами или окисления или восстановления в электрохимической системе. Потенциалопределяющую (электродную) реакцию для данного вещества можно записать в общем виде:

Ox+ze^-→Red,

Где Ox – окисленная, а Red – восстановленная форма вещества, z – число электронов.

Для сравнения окислительно-восстановительной способности электродов вводят понятие стандартных потенциалов при активности потенциалопределяющих ионов в электролите равной единице (ai=1), относительном давлении газов (если они участвуют в реакции) равном единице (pi=1). Стандартные потенциалы указываются в таблицах относительно стандартного водородного потенциала, принимаемого за нулевой потенциал. Окислитель относительно восстановителя характеризуется более положительным потенциалом.

Химические источники тока (в том числе и топливные элементы) содержат два электрода –окислитель и восстановитель и ионный проводник – электролит. Электрод, на котором происходят процессы окисления восстановителей, называется анодом. На катоде – восстанавливаются окислители. Например:

Анод: Zn - 2e → Zn²⁺ ( E^o = -0.76 B)

Катод: Сd²⁺ + 2e → Cd ( E⁰ = - 0.40 B)

Суммарная окислительно-восстановительная реакция (токообразующая реакция) на аноде и катоде в этом химическом источнике тока запишется так:

Zn + Cd²⁺ = Zn²⁺ + Cd

В условиях обратимости окислительно-восстановительного процесса в источнике тока электродвижущей силой (ЭДС) называется максимальная разность потенциалов катода (положительного электрода) и анода (отрицательного электрода). В нашем примере:

Е⁰эдс = Е⁰к – Е⁰а = 0.36 В

При прохождении через электрохимическую систему электрического тока (то есть источник тока работает под нагрузкой) напряжение становится меньше ЭДС. Почему же? Во-первых, электродные реакции протекают не мгновенно, и нарушается равновесие суммарной реакции. Замедленность стадий электродной реакций вызывает поляризацию – явление отклонения потенциала электрода от равновесного значения. Во-вторых, имеются омические потери вследствие сопротивления нагрузки электрической цепи.

Тогда можно записать:

U = Eэдс – IR – ΔЕэдс,

где U – напряжение, I – ток, R – омическое соротивление, ΔЕэдс – поляризационные потери.

При возрастании тока в источнике тока возрастают и поляризационные и омические потери. Поэтому напряжение становится все меньше ЭДС. Зависимость напряжения источника тока от силы тока или плотности тока (i=I/S, где S – площадь электрода) называется вольтамперной кривой. Дополнительной причиной уменьшения напряжения может служить расход исходных реагентов (металла, газов, ионов, жидкого топлива) при работе источника тока (при разряде), если нет непрерывного пополнения извне окислителя и восстановителя.

Электролиз.

При электролизе электрохимическая система состоит из двух электродов, которые присоединены к источнику постоянного тока и электролита. Электролиз представляет собой совокупность окислительно-восстано-вительных процессов на электродах под действием электрического тока. При электролизе электрическая энергия превращается в химическую. Путем электролиза удается осуществлять процессы, которые не могут протекать самопроизвольно, согласно законам термодинамики. Например, разложение воды (H₂O) на водород и кислород, сопровождающееся увеличением энергии Гиббса (ΔG>0). Процеесы восстановления протекают на катоде (отрицательно заряженным электроде при электролизе), панример:

Au³⁺ + 3e → Au

1/2O₂ + H₂O + 2e → 2OH^-

Процессы окисления идут на аноде (положительном электроде при электролизе), например:

2Cl^- – 2e → Cl₂

Cd – 2e → Cd

Материал анода может быть инертным (пассивным) к процессам окисления (графит, платина, тантал, никель в щелочной среде) или может окисляться – растворение металлических анодов в данных условиях электролиза. Для растворимого металлического анода реакцию окисления можно записать в следующем виде:

M – ze → M²⁺

На аноде – положительном электроде – в первую очередб протекают процессы окисления наиболее сильных восстановителей. То есть, тех частиц, которые характеризуются наиболее отрицательном потенуиалом.

Для проведения электролиза к электродам необходимо приложить определенное внешнее напряжение U. В идеальном случаи, эта величина должна быть равной ЭДС электрохимической реакции, обратной той, которая протекает при электролизе. В реальном процессе электролиза энергия дополнительно расходуется на омические потери во внешней и внутренней цепи (IR), а также на поляризацию электродов (ΔЕэдс). Поляризация вызвана как замедленностью стадии диффузии реагирующих веществ в электролитах, так и с замедленностью протекания самих реакций на электродах. Таким образом, напряжение электролиза, при котором начинается реакция, равно:

U = Еэдс + IR + ΔЕэдс

Кроме омических энергозатрат и потерь, связанные с поляризацией, при электролизе могут быть потери, обусловленные побочными реакциями и выход данного вещества продукта реакции, снижаются. Согласно объединенному закону Фарадея при прохождении при прохождении через электрод количества электричества, равного одному фарадею (1F=96500А с = 26,8 А с), на нем испытывает превращение один моль – эквивалент вещества:

m = M_эIt/F,

где m – масса вещества в граммах, М_э – молярная масса эквивалента (г/моль), t – время в секундах.

Если на электроде могут протекать одновременно несколько реакций с примерно равными потенциалами, то общее количество электричества (Q_общ = It ) затрачивается на все эти реакции. Выход по току (В_i) показывает, какая доля общего количества электричества расходуется на превращение данного (i-го) вещества:

B_i = Q_i/Q_общ

Q_i – количество электричества, расходуемое на данный процесс.

Выход по току (Bi) часто выражают в процентах:

B_i(%) = 100Q/Q_общ.