Тема 8. Електрохімічні процеси

Окисно-відновні реакції. Ступень окислення. Класифікація окисно-відновних реакцій. Складання рівнянь окисно-відновних реакцій. Подвійний електричний шар. Електродні потенціали. Стандартний водневий електрод, стандартний електродний потенціал металу. Воднева шкала потенціалів. Напрямок окисно-відновних реакцій. Гальванічні елементи. Елемент Даніеля-Якобі. Електрорушійна сила електрохімічного елемента. Рівновага в електрохімічному ланцюгу. Термодинаміка гальванічного елементу. Розрахунок ЕРС гальванічного елементу. Рівняння Нернсту для електродного потенціалу. Класифікація електродів: електроди І, ІІ роду, окислювально-відновні електроди, мембранні електроди. Хімічні джерела струму(первинні, акумулятори, паливні елементи). Нерівноважні електрохімічні процеси. Електроліз.

Процеси взаємного перетворення електричної енергії у хімічну і навпаки звуть електрохімічними процесами. Їх можливо розподілити на дві основні групи:

1.Процеси перетворення хімічної енергії гальванічних елементах);

2.Процеси перетворення електричної енергії у хімічну(електроліз).

Процеси як першої так і другої груп засновані на реакціях переносу електронів і зміни ступеню окислення елементів, які приймають в них участь. Такі реакції звуть окисно-відновними.

Якщо помістити метал у розчин своєї солі, то в результаті відбуваються хімічні процеси. Така система, яка складається щонайменше з двох фаз, одна з яких є провідником першого роду, а інша – другого роду і в ній може проходити електричний струм, зветься електродом, або півелементом. В цій електрохімічній системі атоми металу, які знаходяться на поверхні, взаємодіють з полярними молекулами води, відбувається окислення металу. При цьому іони металу переходять у розчин у вигляді гідратованих іонів, електрони залишаються на металі, метал заряджається негативно, у розчині накопичуються позитивно заряджені іони. Внаслідок перерозподілу зарядів на межі поділу фаз виникає подвійний електричний шар. Поряд з цією реакцією можливий і зворотній процес – перехід іонів у тверду фазу із розчину. При встановлені рівноваги швидкості прямого і зворотного процесів стають однаковими:

Me + mH₂O Me^ne * mH₂O + ne^-.

Потенціал, який при цьому встановлюється, звуть рівноважним. В залежності від природи металу можливий і протилежний випадок: переважно іони металу переходять з розчину у тверду фазу і метал заряджається позитивно. Виміряти або розрахувати потенціал окремого електроду неможливо, але можливо визначити ЕРС гальванічного елементу одним з електродів якого є той що досліджується, а іншим відповідний електрод порівняння. ЕРС такого елемента визначають як електродний потенціал. Електродом порівняння зазвичай використовують стандартний водневий електрод, потенціал якого при 25⁰С, активності іонів Гідрогену 1 моль/л і тиску Гідрогену 1,013 *10⁵ Па(1атм) прийнятий рівним Е⁰ = 0 В. Якщо активність іонів у розчині, що досліджується, дорівнює одиниці, то ЕРС такого кола дорівнює стандартному потенціалу цього електроду. Таким чином стандартний електродний потенціал вимірюють по відношенню до електродних процесів:

Meⁿ⁺ + ne + Me⁰ E⁰_Me

2H⁺ + 2e =H₂ E⁰_2H/H2 = 0

Якщо всі метали розмістити за значенням їх стандартних потенціалів відносно стандартного водневого електроду, отримують водневу шкалу потенціалів(ряд напруг, ряд активностей).

Порівнюючи стандартні потенціали редокс пар можливо вирішити питання о принциповій можливості перебігання окисно-відновної реакції і її напрямку.

Зазначимо, що величина окисно-відновного потенціалу характеризує спроможність окисненої форми приймати, а відновної віддавати електрони. Зі збільшенням значення Е⁰ збільшується сила окислювача (окисненої форми) і зменшується сила відновника ( відновленої форми). Тому для взятих редокс пар більш сильний окисник (окиснена форма редокс пари з більш позитивним потенціалом) буде відбирати електрони у більш сильного відновника (відновлена форма редокс пари з більш негативним потенціалом) і при цьому будуть утворюватися більш слабкі окисник і відновник.

Принципова можливість перебігання окисно-відновної реакції буде при різних окисно-відновних потенціалах редокс пар. Якщо окисно-відновні потенціали однакові, реакція неможлива.

Наприклад, для двох редокс пар:

Cl₂/2Cl^- E⁰ = + 1,36B

Fe³⁺/Fe²⁺ E⁰ = + 0,77B

окисником буде Cl₂, а відновником Fe²⁺ і напрямок реакції буде наступним:

Cl₂ + 2Fe²⁺ = 2Cl^- + 2Fe³, але не

2Fe³ + 2Cl^- = 2Fe²⁺ + Cl₂.

Хімічна реакція відбувається лише при зіткненні реагуючих частинок. Коли вони вступають у контакт стає можливим перехід електронів від однієї частинки до іншої. Наприклад, якщо занурити цинк у розчин сульфату купруму, відбувається окисно-відновна реакція. Цинк, як біль активний метал – відновлював, він віддає електрони, а іони купруму, як більш сильний окисник, приймаючи електрони відновлюються. На поверхні цинку спостерігаємо утворення вільного купруму у вигляді шару темного кольору. Рівняння реакції:

Zn + CuSO₄ Cu + ZnSO₄.

Шлях переходу електрону при безпосередньому контакті речовин дуже маленький і зіткнення частинок можуть відбуватися у будь яких точках реакційного простору при різних взаємних положеннях, тобто особливостями хімічного процесу є хаотичність зіткнення і відсутність спрямованості електронних переходів. У результаті енергетичні ефекти хімічних реакцій виявляються в основному у формі тепла(або роботи розширення).

Для того, щоб енергетичні зміни, відповідні хімічному перетворенню, виявлялися у вигляді електричної енергії, тобто щоб проходив електрохімічний процес, необхідно змінити умови проведення реакції.

По-перше треба щоб електронні переходи були не безладними, а здійснювалися в одному напрямку, а їх шлях повинен бути більшим за атомні розміри і відбуватися на значній відстані. Для цього обов’язково необхідно просторове розділення учасників реакції.

По-друге, електрони повинні відриватися від одних частинок і одним спільним шляхом переходити до інших. Цього можна досягнути, замінивши безпосередній контакт між учасниками реакції їх контактом з двома металами, з’єднаними між собою металевим провідником.

По-третє, щоб потік електронів був безперервним, необхідно забезпечити також проходження електричного струму і через реакційний простір, що здійснюється самими учасниками електрохімічної реакції, або спеціальними сполуками з високою іонною провідністю.

Пристрій для отримання електричної енергії за рахунок електрохімічної реакції зветься електрохімічним(гальванічним) елементом, або хімічним джерелом струму(ХДС). Найпростіший елемент складається з двох металевих електродів(провідників першого роду) занурених у розчин електроліту(провідник другого роду). Прикладом такого елементу є елемент Даніеля-Якобі(рисунок). Він складається з двох електродів – цинкового і мідного, які занурені у розчини своїх солей. Для запобігання прямого контакту окисника і відновника, розчини розділені пористою мембраною, або трубкою, яка заповнена електролітом – електролі- тичний ключ. При роботі такого елементу на електродах перебігають реакції:

На аноді – реакція окислення(анодний процес): Zn – 2e = Zn²⁺

На катоді – реакція відновлення(катодний процес): Cu²⁺ + 2e = Cu

Сумарне рівняння реакції, що перебігає: Zn + Cu²⁺ Cu + Zn²⁺.

Зазвичай гальванічний елемент зображують схематично:

- Zn I Zn²⁺ II Cu²⁺ I Cu +

Однією рискою зображують межу розділу провідник першого роду – провідник другого роду, а подвійною – межу розділу між провідниками другого роду(якщо вони з’єднуються електролітичним містком). Електрорушійна сила гальванічного елементу вважається позитивною(ЕРС за фізичним змістом є позитивною величиною, оскільки вона відповідає певному довільному процесу, що дає позитивну роботу), якщо при роботі елемента електрони у зовнішньому колі проходять від електрода, записаного зліва до електрода, записаного праворуч.

Найважливішою характеристикою електрохімічного елементу є його електрорушійна сила(ЕРС) Е – різниця потенціалів розімкнутого елементу, тобто різниця потенціалів між кінцями провідників першого роду з одного і того ж матеріалу, приєднаних до електродів гальванічного елементу. ЕРС являє собою різницю потенціалів в умовах рівноваги, коли в елементі не проходить електричний струм. Якщо замкнути електроди, то у колі буде проходити електричний струм, і різниця потенціалів являє собою напругу електрохімічного елементу, відмінну від ЕРС на величину падіння напруги на внутрішньому опорі елементу.

Розглянемо електрохімічний елемент, в якому оборотно і ізотермічно перебігає реакція:

aА + вВ сС + dD.

При сталому тиску зміна енергії Гіббса дорівнює електричній енергії системи:

,

z – число зарядів, що беруть участь в електродній реакції;

F – число Фарадея; F= 1,602*10^-19 * 6,02*10²³ =96500Кл/моль-екв =26,8Агод.

E – ЕРС гальванічного елементу.

ЕРС електрохімічного елементу:

.

Враховуючи, що для ізобаро-ізотермічних умов зміна енергії Гіббса розраховується за рівняннями:

, або

,

рівняння для ЕРС набуває вигляду:

Якщо активність усіх реагуючих речовин дорівнює одиниці, то другий член праворуч обертається на нуль і ЕРС елементу є сталою величиною, відповідною константі рівноваги:

.

Величина Е⁰ зветься стандартною електрорушійною силою гальванічного елементу. Таким чином ЕРС елементу:

.

Вимірювання ЕРС при різних температурах дозволяє розрахувати зміни ентальпії, зміни ентропії та інших термодинамічних функцій. Оскільки:

, ,

то: , .

В електрохімічному елементу учасники реакції просторово розділені і загальну реакцію можна представити як суму пів реакцій, що перебігають на окремих електродах

aА + ne сС,

dD + ne вВ,

а ЕРС елемента – як суму електродних потенціалів:

= + =

- =( ) = Е_к - Е_а.

Зазначимо, що в рівнянні хімічної реакції речовина А – це окисник, що відновлюється, а С його відновлена форма – метал катоду. Речовина В – це відновник, який окислюється(метал аноду), а D – його окислена форма. Тоді для гальванічного елементу можна записати:

Е=( ) = Е_к - Е_а.

З наведених рівнянь випливає, що потенціал металевого електроду електрохімічного елементу включає лише активності тих речовин, які беруть участь в електрохімічній реакції на даному електроді. Рівняння для потенціалу окремого електроду:

Е = ,

звичайно називають рівнянням Нернста для електродного потенціалу.

У залежності від пристрою і характеру електродного процесу розрізняють декілька типів оборотних електродів.

1.Електроди першого роду. Активні металеві електроди виробляються з металів Ag, Cu, Pb, які утворюють відновну форму зворотної окисневідновної пів реакції. Кожен з таких електродів у розчині, який містить іони цього ж металу, набуває рівноважного потенціалу, який зворотно змінюється при змінюванні активності цих іонів(катіонний електрод) і відбивається рівнянням Нернсту:

,

де Е  потенціал електроду В,

Е⁰  стандартний потенціал, В,

n  кількість електронів, які приймають участь у реакції:

Meⁿ⁺ + ne^- Me.

Якщо складовою частиною електроду є газ, сорбований поверхнею металу, то такий електрод називають газовим, а його потенціал залежить також від тиску газу. Найбільш важливим для теорії електродом першого роду є газовий водневий електрод, який є стандартним електродом порівняння. Він являє собою платинову пластину, яка покрита платиновою черню, і яка насичується очищеним і осушеним воднем.

Рис. Стандартний водневий електрод

На платині встановлюється рівновага:

2Н⁺ +2е Н₂.

Стандартний потенціал водневого електроду дорівнює 0, тому його потенціал:

= .

Якщо Р=1, активність іонів водню у розчині(зазвичай сульфатна кислота), дорівнює 1 моль/л, то Е = 0.

Потенціал аніонного електроду першого роду:

.

2.Електрод другого роду це півелемент, який складається з металу, його малорозчинної сполуки, занурених у розчин, що містить той же аніон, що і малорозчинна сполука електродного металу. Найбільш важливим у практиці є хлорид срібний електрод, який у використовують як електрод порівняння. Потенціал хлорид срібного електроду постійний і дорівнює +0,201В відповідно до стандартного водневого електроду. Хлорид срібний електрод порівняння(рисунок) складається з металічного срібла, вкритого хлоридом срібла і розташованого у насиченому розчині КСl. На електроді відбувається оборотна реакція:

AgCl_тв + e^- Ag_тв + Cl^-

Потенціал електроду залежить від активності іонів хлору, які знаходяться у рівновазі з твердим хлоридом срібла, і у насиченому розчині їх активність стала.

Е =

3. Окисно-відновні електроди. Вони (рис.) виробляються з платини чи золоту і використовуються для виміру потенціалу розчину, який містить окисно-відновну пару(наприклад Fe³⁺/Fe²⁺). Вони індиферентні - не приймають безпосередньої участі у реакції, а використовуються лише для переносу електронів. Їх потенціал залежить тільки від співвідношення активності окислювальної і відновної форм:

де: а_ок, а_в  активності окислювальної і відновної форм іонів відповідно, моль/л.

Якщо в реакції беруть участь іони водню, потенціал також залежить від їх активності:

активності беруть у відповідних ступенях.

а-індифирентний платиновий електрод; 1-платинова нить, 2- дріт, 3-корпус, 4- ущільнення, 5-контактний провід.

б-скляний електрод; 1-мембрана з електродного скла, 2-допоміжний електрод, 3-приелектродна рідина, 4-корпус, 5-ущільнення, 6-провід.

в-іон селективний електрод з твердою мембраною; 1-тверда мембрана, 2-допоміжний електрод, 3-приелектродна рідина, 4-корпус, 5-ущільнення, 6-провід.

г-хлорид срібний електрод порівняння; 1-азбестова нить, 2-насичений розчин КСІ, 3-скляна трубка, 4-корпус, 5,8-гумові корки, 6-порожнина, 7-срібний дріт, 9-ущільнення, 10-провід.

Рис. - Електроди для потенціометричних вимірювань

Мембранні електроди, які ще звуться іон селективними, мають мембрану, проникливу переважно для іонів одного сорту у присутності інших іонів однакового знаку заряду.

В залежності від матеріалу, який використовується при їх приготуванні, розрізняють скляні електроди, а також електроди з твердими (гетерогенними) та рідкими (гомогенними) мембранами.

Першим електродом зі скляною мембраною був електрод, селективний відносно H⁺  іонів, котрий витиснув з використання усі інші електроди, зворотні відносно іонів водню (водневий, сурм’яний, хінгідроний). Пізніше були створені скляні електроди для визначення іонів K⁺, Na⁺. Робота скляного електроду заснована на реакції іонного обміну, а не на процесі переносу електронів, Це скляна трубка 4(рис. 3.16 б) на кінці якої розташована мембрана з електродного скла 1, яка заповнена 0,1М розчином НСІ. В цей розчин занурено допоміжний електрод у вигляді срібного дроту, вкритого хлоридом срібла. Залежність потенціалу електроду від рН підпорядковується рівнянню:

Е_ел.=Е¹ -0,059рН.

Для електродної системи, яка складена зі скляного вимірювального електроду і хлорид срібного електроду порівняння ЕРС електродної системи:

Е=Е_і – (54,197 + 0,1984t)(pH-pH_i),

де: Е_і і рН_і - координати ізопотенціальної точки(рисунок).

Електрорушійна сила (ЕРС) системи, складеної з індикаторного електроду і електроду порівняння, залежить не тільки від активності іонів, але, також, і від температури(рисунок). Поправка на температуру у сучасних приборах запроваджується автоматично чи у ручну.

Еі, рНі – координати ізопотенціальної точки.

Рисунок – Залежність потенціалу індикаторного електроду від рН при різних температурах

Іон селективні електроди використовуються для визначення катіонів і аніонів. Виготовляються скляні мембранні електроди специфічні відносно іонів K⁺, Na⁺, Ag⁺, NH₄⁺. Відомі електроди з твердими іонітовими іон селективними мембранами(рис. в) для визначення Cl^-, Br^-, I^-, SCN^-. Сьогодні промисловість виготовляє іон селективні електроди для визначення понад 40 іонів.

Будь який електрохімічний елемент у принципі є джерелом електричної енергії. Однак для практичного використання як джерел струму придатна незначна частина цих елементів. Це повязано з тим, що елемент повинен мати досить велику електричну емність, високу швидкість і оборотність електрохімічних процесів стабільність при експлуатації, технологічність і економічність виробництва.

Всі сучасні хімічні джерела струму (ХДС) поділяються на три групи:

1.Джерела струму одноразової дії(первинні, гальванічні елементи, не відновлювальні);

2.Джерела струму багаторазової дії(вторинні, акумулятори);

3.Паливні елементи.

Одними з найбільш поширених первинних ХДС є мангано-цинкові елементи(системи Лекланше) сольові та лужні.

(-) Zn I 20% розчин NH₄Cl I MnO₂ I C (+)

(-) Zn I KOH I MnO₂ I C (+).

Токоутворююча реакція в цих елементах

Zn + 2NH₄Cl + 2MnO₂ = [Zn(NH₃)₂]Cl₂ + Mn₂O₃ + H₂O

Негативним електродом елементу є цинковий стакан, електроліт – розчин хлориду амонію із загусником(борошно, або крохмаль). Позитивний електрод – вугільний стержень, оточений піролюзітом MnO₂. До розчину NH₄Cl додаються CaCl₂ і ZnCl₂, які гігроскопічні, перешкоджають висиханню елементу і збільшуютьвязкість розчину. Хлорид ртуті знищує мікроорганізми і амальгамує частково цинк осідаючи на ньому (Zn + HgCl₂ = ZnCl₂ + Hg) внаслідок чого поверхня цинку стає більш однорідною і зменшується саморозряд.

ЕРС такого елементу досягає 1,5 В.

З акумуляторів найбільш поширеними є лужні(кадмієво-нікелеві, залазо-нікелеві, срібно-цинкові) та кислотні(свинцеві).

Лужний кадмієво-нікелевий акумулятор у зарядженому стані являє собою елемент:

(-) Cd I Cd(OH)₂ I KOH(20%) I Ni(OH)₂, Ni(OH)₃ I Ni (+)

сумарна токоутворююча реакція у цьому елементі:

РОЗРЯД

Cd + 2Ni(OH)₃ =Cd(OH)₂ + 2Ni(OH)₂

ЗАРЯД

ЕРС лужного кадмієво-нікелевого акумулятора досягає 1,25-1,35 В.

Лужний срібно-цинковий акумулятор у зарядженому стані являє собою елемент:

(-) Zn I Zn(OK)₂ + KOH(40%) I AgO(Ag₂O) I Ag (+)

сумарна токоутворююча реакція у цьому елементі:

РОЗРЯД

Ag₂O + Zn = Ag + ZnO

ЗАРЯД

Як електроліт використовується концентрований розчин КОН насичений цинкатом калію. Лужний срібно-цинковий акумулятор має високі питомі ємність і потужність.

Із кислотних акумуляторів найбільш росповсюджений свинцовий, який у зарядженому стані являє собою елемент:

(-) Pb I H₂SO₄ I PbO₂ I Pb (+)

Сумарні прцеси розряду і заряду виражаються рівнянням:

Анод катод розряд

Pb + PbO₂ + 2H₂SO₄ = 2PbSO₄ + 2H₂O

Катод анод заряд

При розряді на позитивно зарядженному електроді відбувається процес відновлення і він є катодом. На негативно зарядженому електроді відбувається процес окислення свинцю, і він є анодом.

При заряді навпаки: позитивно заряджений електрод стає анодом, а негативно заряджений електрод – катодом.

У останній час широко впроваджуються ХДС на базі неводних електролітів. Це зумовлено тим, що найбільш енергоємні анодні матеріали розташовані у І і ІІ групах періодичної системи. Однак їх високі негативні електродні потенціали зумовлюють їх нестійкість у водних середовищах. Високі енергетичні можливості легких металів, і в першу чергу літію, удалося реалізувати, коли було виявлено, що вони стійки і здатні анодно розчинятися у неводних розчинниках, які не містять рухливого атому водню – апротонних биполярних розчинниках(АДР). До них відносять прості та складні ефіри: метил форміат, пропілен карбонат, тетрагідрофуран, а також ацетонітрил, тіоніл хлорид. В цих розчинниках розчиняються добре лише деякі літієві солі. В якості електролітів у виробництві ХДС використовують LiBF₆, LiAlCl₄, які сильно гігроскопічні, що ускладнює виробництво ХДС.

В якості катодних використовують як тверді MnO₂, CuO, 2PbOPbO₂ так і рідкі SO₂, SOCl₂ матеріали. У залежності від природи катодного матеріалу, схеми токоутворюючих реакцій можна зобразити рівняннями:

MnO₂ + Li⁺ +e = MnOOLi,

2SO₂+ 2Li⁺ + 2e = Li₂S₂O₄.

Літієві ХДС мають більш потужні питомі характеристики, ніж інші ХДС, тривалий термін зберігання, алевони в основному слабкострумові системи з великим внутрішнім опором.

Паливними елементами називають гальванічні елементи, в яких електрохімічно активними речовинами служать звичайні горючі речовини і кисень. При роботі елементу проводиться безперервна подача реагентів і відведення продуктів реакції. Відомі водень кисневий, вугільний, газогенераторний, метановий паливні елементи. Найпростішим є водень кисневий паливний елемент, в якому в електричну енергію перетворюється та частина хімічної енергії, що звільняється при окисленні водню і яка може бути перетворена у роботу. Елемент складається, наприклад, з двох платинових електродів, занурених у водний розчин гідроксиду калію. Один електрод омивається воднем, а другий – киснем. Схема елементу може бути зображена Pt(H₂) I KOH, насич. H₂ I KOH, насич. O₂ I (O₂)Pt

У цьому елементі окислення водню і відновлення кисню просторово розділені і струм генерується в процесі реакцій:

2H₂ = 4H⁺ + 4e,

O₂ + 2H₂O + 4e = 4OH^-

Сумарна реакція:

2H₂ + O₂ =2H₂O.

При оборотному перебігу процесу ккд такого елементу становить 83%, а розрахункове значення ЕРС дорівнює 1,23В.

Нерівноважні електрохімічні процеси. Електроліз.

Процес проходження електричного струму кінцевої сили через електроліт є нерівноважним і явища, пов’язані з проходженням струму, залежать від часу. При цьому з часом стан електрохімічної системи змінюється, а параметри, що характеризують процес, залежать від величини струму. Електричний струм може проходити в електрохімічному елементі, що складається з електродів та електроліту, внаслідок замикання цього елемента або під впливом прикладеної до системи зовнішньої різниці потенціалів. В останньому випадку на межі електрод – електроліт можливе виділення речовини(металів або газів) із електроліту на електродах, розчинення речовини електрода, зміна складу електроліту поблизу електрода, та інше. Ці явища називають електролізом.

Важливо зазначити, що електрохімічним шляхом можна провести такі реакції, які хімічним шляхом при звичайній температурі не відбуваються. Самочинні реакції перебігають із зменшенням вільної енергії, а електрохімічним шляхом можна провести реакції, що супроводжуються збільшенням вільної енергії, наприклад, розкладання води електролізом при кімнатній температурі. Необхідна енергія доставляється системі ззовні у вигляді енергії електричної.

Проходження електричного струму через електрохімічну систему пов’язане з хімічними перетвореннями, тому між кількістю електрики, що пройшла, та кількістю речовини, що прореагувала, існує певний зв’язок, який встановлений законами Фарадея.

Перший закон Фарадея. Вагові кількості речовин, перетворених при електролізі, пропорційні кількості електрики, що пройшла через електроліт, і не залежить від інших факторів.

Другий закон Фарадея. Рівні кількості електрики виділяють при електролізі із різних хімічних сполук еквівалентні кількості речовини. Таким чином для виділення 1 моль-екв. речовини необхідно 96500Кл(26,6Агод) електрики, або:

m=

При електролізі не вся кількість електрики перетворюється на виділення потрібного елементу. Частка загальної кількості електрики, яка витрачається на виділення однієї із речовин, зветься виходом за струмом(%) цієї речовини:

б

де: Q_i – кількість електрики, яка витрачена на перетворення і-тої речовини;

Q – загальна кількість електрики.

В розчині при проходженні струму позитивно заряджені іони рухаються у напрямку до негативно зарядженого електроду і на ньому відновлюються(катод), а негативно заряджені іони рухаються у напрямку позитивно зарядженого електроду і на ньому окислюються(анод). В електролізі також можуть брати участь іони водню і гідроксилу, які утворюються при дисоціації води. Таким чином у катода можуть відновлюватися позитивно заряджені іони електроліту і водню, а у анода окислюватися іони електроліту і гідроксил іони. Який іон буде розряджатися раніше залежить від його положення у ряду напруги, концентрації іонів і матеріалу електроду.

Галузі застосування електролізу:

1.Отримання водню.

2.Отримання металів – купруму, цинку, кадмію, ніколу та інших на нерозчинених анодах.

3.Рафінування(очистка) металів на розчинених анодах.

4.Нанесення гальванічних покривів(гальваностегія).

5.Отримання точних копій шляхом осадження на поверхні шару металу електрохімічним шляхом(гальванопластика).