Profielwerkstuk
Vincent Bos Matthijs Baars
Water als energieopslag?
Waarom waterstof? Hoe maak je waterstof? Hoe sla je waterstof op? Hoe haal je energie uit waterstof?
Voorwoord
Inhoudsopgave: Voorwoord: Inhoudsopgave: Inleiding: Hoofdstukken: 1. Inleiding op elektrolyse a. Hoe werkt elektrolyse? b. Welke reacties verlopen er? c. Wat is er nodig? 2. Productie a. Welke onderdelen zijn van invloed op de productie en het rendement van een elektrolyse cel? b. Wat is de meest eenvoudige bouw? c. Welke risico’s zijn er? 3. Opslag a. Welke opslag methode zijn er? b. Wat is de veiligste manier van opslag? 4. Brandstofcel a. Welke soorten brandstofcel zijn er? b. Wat is de meest efficiënte soort? c. Wat zijn de kosten? d. Zijn er zeldzame stoffen nodig, en is dit goed voor het milieu? 5. Demi-water a. Hoe maak je gedemineraliseerd water? Resultaten: Discussie: Conclusie: Bronnen: Bijlagen: Reflectieverslag: Logboek:
Inleiding:
1. Inleiding op elektrolyse Hoe werkt elektrolyse? Elektrolyse is het de naam voor reacties die verlopen als je elektriciteit door een stof of oplossing laat lopen. De reacties die hier bij horen zijn redoxreacties. Alle redoxreacties verlopen door overdracht van elektronen. Al deze reacties kunnen twee kanten op verlopen. Bij deze reacties heb je te maken met twee soorten deeltjes: de reductoren en oxidatoren. Een reductor is een deeltje dat elektronen kan afstaan, een oxidator is een deeltje dat elektronen op kan nemen. In batterijen worden deze reacties gebruikt. In een batterij zit een reductor en een oxidator. Als je een batterij in een gesloten stroomkring brengt gaat er stroom lopen. Deze elektronen komen vrij bij de reductor, gaan door de stroomkring en worden opgenomen bij de oxidator. Een alkaline batterij heeft zink en mangaan(IV)oxide in zich. De halfreacties: Zn (s) + 2OH− (aq) → ZnO (s) + H2O (l) + 2e− 2MnO2 (s) + H2O (l) + 2e− → Mn2O3 (s) + 2OH− (aq) __________________________________________+ Zn (s) + 2MnO2 (s) → ZnO (s) + Mn2O3 (s) Tussen beide halfreacties zit een elektrodepotentiaal van 1,5 Volt. Dit type batterij is de meest gebuikte type AA batterij. Een elektrolyse cel is eigenlijk exact het tegenovergestelde van een batterij. Je haalt er geen stroom uit, maar stopt er stroom in. Het resultaat hiervan is dat beide reactie de andere kant op gaan verlopen. Daarom is het ook zo dat je oplaatbare batterijen kunt opladen en ontladen. Bij het maken van waterstof maken we gebruik van elektrolyse. De halfreacties die verlopen zijn: 2H2O (l) → O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e− 4H2O (l) + 4e− → 2H2 (g) + 4OH− (aq) __________________________________________+ 6H2O (l) → O2 (g) + 4H+ (aq) + 2H2 (g) + 4OH− (aq) 6H2O (l) → O2 (g) + 2H2 (g) + 4H2O (l) 2H2O (l) → O2 (g) + 2H2 (g)
+1,23 - 0,83 2,06 Volt
Bij een hoger voltage wordt het teveel omgezet in warmte, exotherm Bij een lager voltage wordt het tekort opgevuld door warmte, endotherm
Wat is er nodig voor het maken van waterstof? Voor
elektrolyse zijn veel dingen nodig: Elektroden Demi-water (gedemineraliseerd water) Elektrolyt (om stoom door het niet geleidende demi-water te laten) Stroombron Een bak (voor het water en de elektroden) Bekabeling
Al deze onderdelen kun je zo uitgebreid maken als je wilt. Ieder onderdeel wordt in het volgende hoofdstuk: Productie uitgebreid behandelt. Dit is een schematische voorstelling van hoe een elektrolyse cel voor water er uit ziet. Wat belangrijk is voor de cel is dat: - De elektroden niet snel roesten, koper bijvoorbeeld is na een paar uur gebruik volledig gecorrodeerd. Daarom is het belangrijk om edel metaal te gebruiken, of om hoogwaardig RVS te gebruiken. - Er demi-water wordt gebruikt, veel zouten die in kraanwater zitten reageren namelijk liever dan het water zelf. Zo kan chloorgas ontstaan en kan de cel onbruikbaar worden. - Er voldoende elektrolyt aanwezig is dat niet reageert. Dit is te zien in Binas tabel 48, standaardelektrodepotentialen. Een voorbeeld van een elektrolyt dat reageert is keukenzout, NaCl. Als een zout oplost splitst het zich in ionen, Na+ en Cl -. Na+ staat in deze tabel, Na+ is één van de zwakste oxidatoren, deze staat dus onderin de tabel. Na+ (aq) + e- → Na (s) - 2,71 En Cl - staat ook in deze tabel als één van de zwakste reductoren, deze staat dus bovenin de tabel. Cl2 (g) + 2e- → 2Cl- (aq) +1,36 Bij elektrolyse verlopen de reacties van de sterkste reductor, en de sterkste oxidator. Omdat alleen H 2O, Na+ en Cl- aanwezig zijn kunnen alleen de reacties met deze stoffen verlopen Ox: Na+ (aq) - 2,71 en H2O (l) - 0,83 Red: Cl- (aq) +1,36 en H2O (l) +1,23
Uit deze gegevens blijkt dat H 2O (l) als oxidator het sterkste is, en H2O (l) de sterkste reductor. Het probleem is alleen dat Cl- (aq) liever als reductor reageert dan H2O (l). Er zal dus ongewenst chloorgas ontstaan. Dit elektrolyt is dus niet geschikt. - Er een voldoende goede stroombron wordt gebruikt. Een simpele AA batterij werkt wel, maar wordt erg warm en is na een korte tijd leeg. Ook is het belangrijk dat er voldoende ampère kan worden geleverd. Daarom is het beter om gebruik te maken van een voeding of zonnepaneel. - De bak water- en gasdicht is. Zo kan er geen water weglekken, en kun je zo veel mogelijk gas aftappen. Wel is het verstandig in de bak een opening te maken waar het gas kan ontsnappen om vervolgens opgevangen te worden. Anders zou de bak immers uit elkaar knallen door de druk. Druk remt het elektrolyse proces namelijk niet! - De bekabeling niet rechtstreeks in contact staat met het water, dan verloopt de elektrolyse op de kabels en corroderen die weg. Daarom is het van belang deze goed te isoleren.
2. Productie Welke onderdelen zijn van invloed op de productie en het rendement van een elektrolyse cel? Wat is de meest eenvoudige bouw? Welke risico’s zijn er?
3. Opslag Welke opslag methode zijn er? Wat is de veiligste manier van opslag?
4. Brandstofcel Welke soorten brandstofcel zijn er? Wat is de meest efficiënte soort? Wat zijn de kosten? Zijn er zeldzame stoffen nodig, en is dit goed voor het milieu?
5. Demi-water Hoe maak je gedemineraliseerd water?
Resultaten
Discussie
Conclusie
Bronnen
Bijlagen
Reflectieverslag
Logboek
