Brændselsceller

Brændselscellen er en teknologi som kan være en del af løsningen på vores energiproblemer. Denne artikel forklarer principperne bag teknologien og derudover den tekniske virkemåde.

Brændselscellen er meget sammenlignelig med et batteri. Derfor vil det være fordelagtigt at begynde med at slå fast præcis hvad der gør et batteri til et batteri. Slår man batteri op på wikipedia.dk, får man følgende definition: "Et batteri er en elektrokemisk komponent der indeholder lagret energi og gør energien tilgængelig for apparater som er tilsluttet det, i elektrisk form". Desuden forklares det at batterier oftest er elektrokemiske, altså at de skaber strømmen ved en kemisk reaktion. De fleste mennesker ved at ethvert batteri har en begrænset brugstid - i realiteten er dette fordi batteriet skaber en strøm ved en elektrokemisk reaktion, og der er ikke uanede mængder af reaktanter i batteriet. Det løber simpelthen tør for brændsel. Desuden ved man at batteriet enten skal lades op eller kasseres når det er tømt. Hvad nu hvis man i stedet for at købe nye batterier eller bruge tid på at oplade dem blot kunne fylde dem op med nye kemikalier eller blive ved at tilføre kemikalierne til batteriet? Færdiggør den tanke, og man tænker præcis på en brændselscelle: Brændselscellen er ganske simpelt en elektrokemisk reaktor som producerer strøm ved en konstant tilførsel af brændstof – et batteri der ikke løber tør.

Hvor man i batterier oftest benytter faste stoffer som "brændstof", vælger man dog at benytte gasser til brændselscellerne. Hydrogen er ofte gassen man benytter som brændstof, mens luftens oxygen kan benyttes som oxidant. Reaktionen mellem dem ses nedenfor:

H₂ + 1/2 O₂ → H₂O (1.1)

Samme reaktion har de fleste folkeskole- og gymnasieelever set i kemilokalet på et eller andet tidspunkt, nemlig antændelsen af knaldgas. Hydrogen i blanding med oxygen er eksplosivt, og alle der har set forsøget, ved at der kommer et brag, selv når der benyttes små mængder gas. Brændselscellen sørger for at "tæmme" denne reaktion og "høster" en del af den energi vi ellers ser og hører i eksplosionen, og laver den om til elektricitet.


Figur 1 - Tværsnit af en brændselscelle

Det ses at den er delt i to halvdele med et mellemliggende lag. Brændselscellen består af to elektroder, anoden og katoden, en katalysator samt den mellemliggende elektrolyt. En katalysator er et stof som forøger reaktionshastigheden ved bestemte reaktioner – hvilke stoffer det præcis er, forklares senere. Den mellemliggende elektrolyt er kendetegnet ved at den for hydrogenbrændselscellen kan transportere protoner (altså er protonledende), men er elektrisk isolerende (altså kan ikke lede elektroner). Som det ses på figur 1, fungerer brændselscellen ved at hydrogenmolekyler bliver ledt ind over anoden, hvor de reagerer og bliver hver delt i to elektroner og to protoner. Elektronerne fortsætter gennem elektroden og det elektriske kredsløb, hvor de udfører et arbejde (driver en motor, får en pære til at lyse). Protonerne transporteres igennem elektrolytten over til katoden, hvor de mødes med oxygengassen og elektronerne, og på katalysatoroverfladen dannes rent vand efter reaktionen ovenfor. Denne reaktion er summen af to halvcellereaktioner som foregår ved hver af de to elektroder. Reaktion ved anoden er vist i ligning 1.2, mens reaktionen ved katoden er vist i ligning 1.3.

(1.2)
(1.3)


Det ses at såfremt man lægger de to halvcellereaktioner sammen (altså adderer venstresiderne og højresiderne respektivt), fås totalreaktionen i ligning 1.1.

Reaktionen bliver drevet af et såkaldt kemisk potential – altså en slags "vilje" til at ville reagere. Potentialer kan måles i volt (ligesom spændingsforskelle), hvilket vi senere skal se, er rigtig smart. Potentialer kan dog udelukkende måles ud fra en reference, og her har man valgt at bruge den såkaldte standardhydrogenelektrode-reaktion til at måle andre elektrokemiske reaktioner op imod. Ved noget af et tilfælde er denne reaktion præcis den som foregår ved anoden. Ved standardbetingelser kan man let udregne den spænding som man maksimalt kan forvente ved den elektrokemiske reaktion. Anodens standard-elektrodepotential er 0 V, hvilket som sagt er en defineret størrelse. Reaktionen ved katoden har et standard-elektrodepotential på 1,23 V, og ved at trække anodens potential fra katodens potential fås reaktionens standardpotential:



Det smarte i denne forbindelse er at det er præcis den maksimale teoretiske spænding man kan trække over elektroderne (ved standardbetingelser). Man vil dog sjældent benytte en brændelscelle ved standardbetingelser. Som vi skal se i næste artikel, er strømstyrken rent faktisk direkte afhængig af det antal elektroner som overføres, og dermed også det antal af reaktioner som gennemføres. Kender man både den strømstyrke der bliver trukket gennem det elektriske kredsløb, og den spændingsforskel der er mellem elektroderne, kan man beregne den effekt som systemet trækker:



Ligesom med batterier kan man dog sætte flere brændselsceller i serie og få en højere spænding. En sådan sammensætning af brændselsceller kaldes for en stack. I en stack er spændingen af hele stacken summen af hver enkelt celles spænding. Den strømstyrke et batteri kan levere, kan afhænge af mange ting, men for at redegøre for batterikapaciteten, altså den mængde ladning der er i batteriet, benyttes oftes udtrykket amperetimer (Ah). Det er den strømstyrke som batteriet leverer, multipliceret med det antal timer som det kan levere den i. Brændselsceller har dog ikke det problem – de får jo energien tilført udefra.

• Hydrogengassens elektroner overgår til det elektriske kredsløb og er dermed den strøm, der løber i ledningerne
• Spændingsforskellen i det elektriske kredsløb er lig med reaktionspotentialet
• Strømstyrken er afhængig af antallet af elektroner, der overføres