Что такое электролиз и где он применяется?

ЭЛЕКТРОЛИЗ своими словами для детей

Электролиз — это процесс, который происходит, когда мы пропускаем электрический ток через вещества, находящиеся в электролите. Электролит — это специальная жидкость или раствор, которая содержит в себе ионы, то есть заряженные частицы.

Когда мы подключаем электроды (проводники) к источнику электричества и погружаем их в электролит, начинается электролиз. На одном электроде (называемом катодом) происходит отрицательная реакция, а на другом электроде (называемом анодом) — положительная реакция.

Во время электролиза происходит разложение вещества на его составные части. Например, если мы проводим электролиз воды, то она разлагается на кислород и водород. Кислород появляется на аноде, а водород — на катоде.

Это происходит потому, что когда электроды соединены с источником электричества, на них появляются заряды — плюс на аноде и минус на катоде. Заряды притягивают ионы из электролита, и происходят химические реакции.

Таким образом, электролиз позволяет нам получать различные вещества из электролита. Например, мы можем получить металлы, кислород, хлор, водород и другие вещества.

Электролиз имеет много практических применений. Например, он используется для производства алюминия, никеля, меди и других металлов. Также электролиз используется для очистки воды и получения чистых химических веществ.

Важно помнить, что электролиз — это сложный процесс, и его проведение требует специальных условий и знаний. Поэтому, если не знаешь, как провести электролиз, лучше обратиться за помощью к взрослому или учителю

Используемая литература:1. Савельев И.В. Курс обшей физики. Т.1-3. –М., Наука,1982.2. Детлаф А.А., Яворский Б.М. Курс физики. –М., Высшая школа. 1989. –608 с.3. Яворский Б.М., Детлаф А.А. Справочник по физике. -М., 1990.4. Трофимова Т.И. Курс физики. – М., Высшая школа, 1990. – 478 с.5. Сивухин Д.В. Общий курс физики. Т.1-4. –М.: Наука. Главная ред. физ.-мат. лит-ры. 1990.6. Фейнман Р., Лэйтон Р., Сэндс М. Фейнмановские лекции по физике. Т.1-9. –М.: Мир,1977.7. Берклеевский курс физики. Т.1 – 4. – М., Наука.8. Орир Дж. Физика. т. 1,2. –М.: Мир.1981.9. Кнойбюль Ф.К. Пособие для повторения физики. –М.: Энергоиздат 1981.10. Кузьмичев В.Е. Законы и формулы физики. К. Наукова думка. 1989.11. Матвеев А.Н. Механика12. Радченко И.В. Молекулярная физика. –М.: Наука. 1965.13. Тамм Е.И. Основы теории электричества. – М., Гос. изд-во технико-теор. лит-ры, 1954. – 620 с.Значение термина ЭЛЕКТРОЛИЗ на academic.ru

Электролиз с растворимыми электродами

В этом случае электролиз металлов осуществляется при помощи электродов, выполненных из того же М, который присутствует в электролите. Также электроды могут быть изготовлены из М активностью выше.

Важно! При протекании этого процесса на аноде восстанавливаются не анионы или молекулы H2O, а окисляется сам анод. Его частицы растворяются (окисляются) и восстанавливаются уже на катоде

В случае с медным анодом при электролизе меди, где электролитом является сульфат меди, происходит следующее:

• ионы меди, входящие в раствор, восстанавливаются на катоде: Cu2+ + 2ē → Cu0;
• медный анод подвергается окислению своих частиц меди: Cu0 – 2ē → Cu2+.

Таким образом, если медную заготовку, имеющую примеси, использовать в качестве анода при гальванолизе в сульфате меди, то на катоде будет оседать медь в чистом виде. Анодный электрод при этом будет растворяться.

Вот перечень некоторых металлов, которые могут быть растворимыми электродами:

• медь (Cu);
• серебро (Ag);
• цинк (Zn);
• кобальт (Co);
• олово (Sn);
• никель (Ni);
• кадмий (Cd).

На растворимом аноде в начальной стадии электролиза процессы проходят при минимальном стандартном потенциале на электроде. Если электролиз не остановить, то значение потенциала отклоняется в отрицательную сторону. Это вызвано поляризацией из-за пребывания на катоде электронов.

К сведению. Потенциалы электродов могут отклоняться от их изначального значения в ходе электролиза. Это явление называют поляризацией. Она бывает электрохимической и концентрационной.

Активные металлы

Это тот тип металлов, который легко вступает в реакции. В периодической таблице это элементы 1-й и 2-й группы. Так как металлические свойства у элементов становятся слабее в ряду слева направо, то к ним относятся:

• щелочные металлы: литий, калий, натрий, цезий, франций, рубидий;
• щелочноземельные элементы: бериллий, магний, кальций, стронций, барий, радий;
• алюминий.

Данные металлы имеют один или два валентных электрона и легко их отдают, являясь восстановителями. К отличительным особенностям активных металлов относятся:

• мягкость;
• лёгкость;
• низкая температура плавления.

При взаимодействии с кислородом (на воздухе) щелочных металлов возможно самовозгорание. Самовозгорание щелочноземельных металлов  происходит при повышении температуры. При взаимодействии их с водой образуются щёлочь и водород, вступая в реакцию с кислотами, они образуют соли.

Менее активные металлы и неактивные металлы

Среднюю активность проявляют металлы, стоящие в ряду после алюминия Al и до водорода H2.

К неактивным относятся элементы, стоящие правее водорода: медь (Cu), ртуть (Hg), серебро (Ag), платина (Pt), золото (Au).

Пpaктическое применение в производстве

Такой электрохимический процесс, как электролиз, примеры которого можно увидеть повсеместно, является неотъемлемой частью промышленности:

• получение химически чистого сырья: фтор, хлор, щёлочи, чистые водород и кислород и т.д.;
• применение электролиза в гидрометаллургии: переработка сырья с содержанием металлов;
• элекрорафинирование (применение растворимых анодов) для окончательной очистки металлов;
• электроэкстpaкция (использование нерастворимых анодов) для выделения нужных металлов из растворов;
• гальванические процессы: гальванопластика и гальваностегия.

Информация. Процессы электролиза не протекают бесконтрольно. В цепь электролизёра включают медный кулонометр. Единица измерений прибора – 1 Кл (кулон). В этом случае контролируется количество результата (продукта) анодных, катодных реакций при 100%-ном выходе по току, необходимому для прохождения реакций.

Гальваностегия – способ электрохимического покрытия металлических поверхностей другими металлами:

• сталь подвергают никелированию, хромированию, оцинкованию;
• медь покрывают серебром, никелем и иными металлами.

Поверхность основания обpaбатывают так, чтобы покрытие держалось крепко и защищало конструкцию от влияния внешних факторов. В то же время изделиям придавался эстетический вид.

Гальванопластика позволяет получать точные копии заготовки, выполненные из благородных металлов. Широко используется при изготовлении матриц, копий со скульптур, ювелирных изделий, деталей сложной геометрии

При этом способе важно, чтобы заготовка отделилась от покрытия

Электролиз открывает широкие возможности для работы с металлами и электролитами. При помощи этого процесса можно самостоятельно выполнять работы не только в области гальванотехники, но и получать чистые металлы в небольших количествах. При этом не стоит путать самопроизвольные химические реакции в гальванических элементах и реакции, протекающие в электролизёрах.

Практические примеры применения электролиза раствора

Примеры использования электролиза для получения металлов

1. Алюминий. Более 90% алюминия в мире производится с использованием электролиза раствора соли алюминия. Каждый год производится миллионы тонн алюминия, который используется в различных отраслях промышленности, от авиации до строительства.
2. Калий. Калий производится с помощью электролиза раствора соли калия. Этот металл используется в удобрениях и других сельскохозяйственных продуктах.

Примеры использования электролиза для очистки воды

1. Очистка воды от хлора и фтора. Электролиз может быть использован для удаления хлора и фтора из воды. Этот метод очистки воды широко используется в производстве питьевой воды.
2. Очистка воды от загрязнений. Электролиз может быть использован для удаления загрязнений из воды, таких как металлические и органические соединения. Этот метод может быть применен как для очистки питьевой воды, так и для очистки сточных вод в промышленности.

Примеры использования электролиза в промышленности

1. Производство химических веществ. Электролиз может быть использован для производства различных химических веществ, таких как хлор, кислород, водород и другие.
2. Покрытия на металлических поверхностях. Электролиз может быть использован для создания покрытий на металлических поверхностях, что повышает их стойкость к коррозии и износу.
3. Очистка сточных вод. Электролиз может быть использован для очистки сточных вод в промышленности, что помогает снизить загрязнение окружающей среды.
4. Производство металлов. Кроме алюминия и калия, электролиз может быть использован для производства других металлов, таких как медь, цинк и другие.

В целом, электролиз раствора широко используется в различных отраслях промышленности и имеет множество применений, от производства металлов до очистки воды и производства химических веществ.

Особенность процесса

Особенность электролиза – пространственное разделение процессов окисления и восстановления: электрохимическое окисление происходит на аноде, восстановление – на катоде.
Электролиз происходит за счет энергии постоянного тока и энергии, выделяющейся при химических превращениях на электродах.

Энергия при данном физическом процессе расходуется на повышение гиббсовои энергии системы в процессе образования целевых продуктов и частично рассеивается в виде теплоты при преодолении сопротивления в электролизере и других участках электрической цепи.

На катоде в результате электролиза восстанавливаются катионы или молекулы электролита с образованием новых продуктов. Катионы присоединяют электроны и превращаются в ионы с меньшим зарядом (Fe3 + + → Fe2 +) или на атомы (Cu2 + + 2ē → Cu).

Нейтральные молекулы могут участвовать в электродном процессе на катоде непосредственно или реагировать с продуктами катодного процесса (2H2O + 2ē → H2 + 2OH-).
На аноде в результате электролиза окисляются ионы или молекулы, содержащиеся в электролите или принадлежащих материала анода (анод растворимый), например. выделение кислорода (4ОН- → 2Н2О + О2 + 4ē) и хлора (2Cl- → Cl2 + 2ē), образование хромата (Cr3 + + 3OH- + H2O → CrO + 5H + + 3ē), растворения меди (Cu → Cu2 + + 2ē), окисления алюминия (2Al + 3H2O → Al2O3 + 6H + + 6ē).

Электрохимическая реакция получения определенных веществ связана с передачей электронов от электрода к электролита (или наоборот) согласно уравнению реакции. Скорость электродных реакций зависит от состава и концентрации электролита, материала электрода, электродного потенциала, температуры и т. Скорость каждой электрохимической реакции определяется скоростью переноса электрических зарядов через единицу поверхности электрода в единицу времени; мерой скорости является плотность тока. Количество продуктов, которые образуются при электролизе, определяется законами Фарадея. Когда на электроде происходит ряд электрохимических превращений, то доля тока (%), которая расходуется на образование продукта одного из них, под названием «выход по току».

Область применения

Сегодня электролизёр — такое же привычное устройство, как и генератор ацетилена или плазменный резак. Изначально водородные генераторы использовались сварщиками, поскольку носить за собой установку весом всего несколько килограмм было намного проще, чем перемещать огромные кислородные и ацетиленовые баллоны. При этом высокая энергоёмкость агрегатов решающего значения не имела — всё определяло удобство и практичность. В последние годы применение газа Брауна вышло за рамки привычных понятий о водороде, как топливе для газосварочных аппаратов. В перспективе возможности технологии очень широки, поскольку использование HHO имеет массу достоинств.

• Сокращение расхода горючего на автотранспорте. Существующие автомобильные генераторы водорода позволяют использовать HHO как добавку к традиционному бензину, дизелю или газу. За счёт более полного сгорания топливной смеси можно добиться 20 – 25 % снижения потребления углеводородов.
• Экономия топлива на тепловых электростанциях, использующих газ, уголь или мазут.
• Снижение токсичности и повышение эффективности старых котельных.
• Многократное снижение стоимости отопления жилых домов за счёт полной или частичной замены традиционных видов топлива газом Брауна.
• Использование портативных установок получения HHO для бытовых нужд — приготовления пищи, получения тёплой воды и т. д.
• Разработка принципиально новых, мощных и экологичных силовых установок.

Генератор водорода, построенный с использованием «Технологии водяных топливных ячеек» С. Мейера (а именно так назывался его трактат) можно купить — их изготовлением занимается множество компаний в США, Китае, Болгарии и других странах. Мы же предлагаем изготовить водородный генератор самостоятельно.

Факторы, влияющие на электролиз

Формулы описывают прохождение реакции в идеальной среде, без учета множества сопутствующих факторов, способных изменить ожидаемый результат. Кроме учтенного в законах комплекса составляющих, на  суммарное составляющие реакции влияют:

• Состав электролита. На ход реакции и ее результат влияют посторонние примеси, попавшие в электролит. Их разделяют на катионные, анионные и органические. Посторонние молекулы имеют более или менее отрицательный потенциал, чем основное соединение, а это сильно мешает процессу. У концентрации органических загрязнений (это могут быть ПАВ или масла) есть конечное допустимое значение.
• Плотность электричества. Законы Фарадея утверждают, что, чем мощнее сила тока, тем больше количество вещества, которое осядет на электродах. На практике увеличение силы тока часто становится причиной неблагоприятных явлений – интенсивный нагрев электролита, концентрированная поляризация электродов, чрезмерное напряжение тока. Чтобы получить ожидаемый от электролиза результат, следует соблюдать оптимальные для каждой ситуации значения плотности энергии.
• Температура электролита. Ее действие неоднозначно. С одной стороны, с ее увеличением растет интенсивность реакции, с другой – повышается активность посторонних примесей. Поэтому необходимо следить, чтобы температура жидкости находилась в оптимальных пределах для конкретного случая, обычно это 38-45 градусов.
• Кислотно-щелочной баланс электролита. Оптимальное значение pH среды зависит от определенного вещества. Возможно контролировать скорость протекания электролиза и его результат, доводя его до оптимального, если верно сочетать влияние имеющихся факторов. Для каждого вида реакции опытным путем выработаны нужные режимы работы, которых необходимо придерживаться.

Законы Майкла Фарадея

В результате многих исследований в 1834 году английский физико-химик Майкл Фарадей (его именем названа единица электрической емкости, фарад) вывел два закона, которые позволяют количественно описать процесс электролиза. Хотя сам факт разложения соединений под действием пропускания электричества через их растворы был открыт задолго до Фарадея. В 1800 году другой английский ученый, Уильям Николсон, установил этот факт экспериментально.

Преимущества Фарадея в изучении электролиза огромны. Он ввел в физическую химию основные термины, которые до сих пор используются для описания этого процесса. Два закона ученого в современной формулировке представлены так:

Масса вещества, осаждающегося на электроде при электролизе, прямо пропорциональна количеству электричества, проходящего через рассматриваемый электрод. Под количеством электричества понимается заряд, который в системе СИ измеряется в кулонах.

При постоянном количестве электричества масса химического соединения, образующегося при электролизе на электроде, прямо пропорциональна эквиваленту этого вещества. Эквивалентом является отношение между молярной массой и числом молей электронов, участвующих в реакции. Это число совпадает с валентностью элемента, например, для Al3+ оно равно 3, а для H+ равно 1.

Математическая формула

Оба закона были получены Фарадеем экспериментально. Их словесные формулировки легко комбинируются и переводятся на математический язык. Общее уравнение, которое удобно использовать для решения любых практических задач, имеет следующий вид:

m = (Q/F)*(M/z).

Здесь m — масса вещества, образовавшегося на электроде, Q — заряд, прошедший через электрод в ходе реакции, F — коэффициент пропорциональности, называемый постоянной Фарадея, M — молярная масса вещества, участвующего в реакции химическая реакция, z – его валентность (безразмерное число).

Первый множитель в этом уравнении математически отражает соответственно сформулированный первый закон Фарадея, второй множитель является выражением пропорциональности массы вещества его эквиваленту (M/z).

Эту формулу можно преобразовать, если вспомнить из курса общей физики, что заряд рассчитывается по формуле:

Q = I*т.

Здесь I — электрический ток в амперах, t — время его прохождения через электролит. Заменив это выражение математическим законом Фарадея и преобразовав его, мы можем получить следующие формулы:

m = kIt = (I*t/F)*(M/z) ==>

n*z*F = I*t.

Значение постоянной F

Численное значение постоянной Фарадея составляет примерно 96500 Кл/моль. Физический смысл этой величины состоит в том, что она говорит о том, какое количество электричества необходимо пропустить через раствор, чтобы на электроде выделился 1 моль одновалентного вещества.

Значение F тесно связано с постоянной Авогадро NA и зарядом элементарного электрона e следующим выражением:

F=NA*е.

Эта формула использовалась учеными в 19 веке для точного определения числа НА. Сам Фарадей определил постоянное имя, которое носит его имя, благодаря изучению процесса электролиза раствора серебра.

В настоящее время проводятся эксперименты по точному определению значения F (и, следовательно, NA), чтобы использовать его для переопределения единицы массы — килограмма.

Особенности процессов, происходящих на катоде и аноде

Для практического применения электролиза важно понимать, что происходит на обоих электродах при подаче электрического тока. Типичные процессы:

1. Катод. К нему устремляются положительно заряженные ионы. Здесь происходит восстановление металлов или выделение водорода. Существует несколько категорий металлов в зависимости от катионной активности. Такие металлы, как Li, K, Ba, St, Ca, Na, Mg, Be, Al, хорошо восстанавливаются только из расплавленных солей. При использовании раствора водород выделяется за счет электролиза воды. Можно добиться восстановления в растворе, но при достаточной концентрации катионов, для следующих металлов — Mn, Cr, Zn, Fe, Cd, Ni, Ti, Co, Mo, Sn, Pb. Легче всего этот процесс для Ag, Cu, Bi, Pt, Au, Hg.
2. Анод. На этот электрод попадают отрицательно заряженные ионы. Окисляясь, они забирают у металла электроны, что приводит к их анодному растворению, т.е переходу в положительно заряженные ионы, которые направляются к катоду. Анионы также классифицируются в зависимости от их активности. Только из расплавов могут выделяться такие анионы PO4, CO3, SO4, NO3, NO2, ClO4, F. В водных растворах электролизу подвергаются не те, а вода с выделением кислорода. Наиболее легко вступают в реакцию такие анионы, как ОН, Cl, I, S, Br.

При обеспечении электролиза важно учитывать склонность материала электрода к окислению. В этом отношении выделяются инертные и активные аноды

Инертные электроды изготавливаются из графита, углерода или платины и не участвуют в подаче ионов.

Лабораторная работа №4.

1. Электролиз водного раствора иодида калия.

2KJ+2H2O электролиз J2+2H2+2KOH

Процесс на аноде.

А(+): 2J—2e-→J2

Процесс на катоде.

К(-): 2H2O+2e-→H2+2OH-

В результате электролиза наблюдаем:

При добавлении фенолфталеина в околокатодное пространство раствор становится малинового цвета, так как при восстановлении молекул воды образуются ионы ОН-, которые создают щелочную среду.

При добавлении раствора крахмала в околоанодное простанство наблюдаем появление синего окрашивания, которое является качественной реакцией на молекулярный йод, который образуется при окислении ионов J-.

2. Электролиз водного раствора сульфата натрия.

• Na2SO4+2H2O электролиз Na2SO4+2H2+O2↑
• 2H2O электролиз 2H2+O2↑

Процесс на аноде.

А(+): H2O-4e-→O2+4H+

Процесс на катоде.

К(-): 2H2O+2e-→H2+2OH-

При добавлении раствора универсального индикатора в околокатодное пространство наблюдаем синее окрашивание, так как при восстановлении молекул воды образуются ОН- ионы, которые дают щелочную среду.

При добавлении раствора универсального индикатора в околоанодное пространство наблюдаем красное окрашивание, так как при окислении молекул воды образуются H+ ионы, кторые дают кислую среду.

Сульфат натрия не принимает участия в электролизе. Протекает только электролиз воды.

3. Электролиз водного раствора сульфата меди (II).

2CuSO4+2H2Oэлектролиз 2Cu+O2+2H2SO4

Процесс на аноде.

А(+): H2O-4e-→O2+4H+

Процесс на катоде.

К(-): Cu2++2е-→Сu0

При электролизе раствора сульфата меди (II) на катоде наблюдаем выделение осадка красной меди.

В околоанодном пространстве выделяются пузырьки кислорода.

Вывод по проведенной работе:

Электролиз -окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного тока через систему, включающую электролит.

Электролиз растворов осложняется участием в электродных процессах ионов Н⁺ и ОН⁻. Кроме того, молекулы воды сами могут подвергаться электродному окислению или восстановлению.

Катодные процессы в водных растворах при электролизе зависят от природы катиона.

Процессы, происходящие на катоде зависят от окислительной способности катиона металла:

• Li, K, Ca, Na, Mg, Al Mn, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb H Cu, Hg, Ag, Pt, Au
• Меn⁺не восстанавливается (остаётся в растворе)
• 2 Н₂О+ 2ē = Н₂↑+2 ОН⁻ Меn⁺ + nē = Me°
• 2 H₂O + 2ē = H₂↑ + 2 OH⁻ Men⁺ + nē = Me°

Анодные процессы в водных растворах зависят от материала анода и природы аниона.

Процессы, происходящие на аноде

Безкислородные кислотные остатки

Кислородсодержащие кислотные остатки

• J⁻, Br⁻, S²⁻, Cl⁻ Окисление Аm⁻ (кроме F⁻)
• Аm⁻ – m ē = A° OH⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻, F⁻

В щелочной среде:

• 4 ОН⁻ – 4 ē = О₂↑ + 2 Н₂О
• в кислой и нейтральной среде: 2 Н₂О – 4 ē = О₂↑ + 4 Н⁺

(Влияние материала анода не рассматриваем, так как в лабораторной работе влияние материала анода на протекание электролиза не рассматривается).

8. Приведите формулировку законов Фарадея? Каковы их математические выражения? Что называют числом Фарадея? Составьте электронные уравнения процессов, происходящих на инертных электродах при электролизе растворов CdCl2 и CdSO4.

Ответ:

Течение первичных анодных и катодных реакций во время протекания электролиза подчиняется законам Фарадея.

Первый закон Фарадея: масса вещества m, выделяемая на электроде электрическим током, пропорциональная количеству электричества Q, прошедшему через электролит:

• m = kQ, но Q =It (1)
• где I – сила тока, А; t – время пропускание тока, с.
• m = kIt (2)

k – коэффициент пропорциональности, равный количеству вещества, выделяемого при прохождении одного кулона (Кл) электричества (электрохимический эквивалент).

Второй закон Фарадея: массы различных веществ, выделенных одним и тем же количеством электричества, пропорциональных их химическим эквивалентам (Мэ):

Для выделения 1 грамма эквивалента вещества требуется пропустить через электролит одно и тоже количество электричества, равное приблизительно 96500 Кл (число Фарадея). Следовательно:

Подставив последнее уравнение в (2), получим формулу, объединяющую оба закона Фарадея.
(3)

Соотношение (3) используют в расчетах процессов при электролизе.

Электролиз водного раствора хлорида кадмия (II):

• CdCl2Cd2++2Cl-
• K(-):Cd2+, H2O А(+): Cl-, H2O
• Cd2++2e-→Cd 2Cl—2e-→Cl2

Суммарное уравнение электролиза:

CdCl2→Сd+Cl2

Электролиз водного раствора сульфата кадмия (II):

• CdSO4→ Cd2++SO42-
• K(-):Cd2+, H2O А(+):SO42-, H2O
• Cd2++2e-→Cd 2H2O-4e-→O2+4H+

Суммарное уравнение электролиза:

2CdSO4+2 H2O→2Cd+O2+2H2SO4

Электролиз воды в домашних условиях

Для получения чистого кислорода и водорода используют химические лаборатории, однако и в домашних условиях такую реакции произвести более чем возможно. Понадобится:

• источник тока (любой гальванический элемент)
• емкость с возможностью разделения
• электроды (графитовые, золотые или платиновые пластины)
• вода (дистиллированная, вода из-под крана или бутилированная не подойдет)

Следует понимать, что источник тока должен обладать небольшим потенциалом (около 9 Вольт), иначе есть возможность получить удар электрическим током при несоблюдении техники безопасности. Подключаем клеммы источника тока с электродам, заливаем в емкость воды (можно добавить сильную щелочь или разбавленную серную кислоту). Теперь можно запустить ток и наблюдать образование кислорода и водорода на аноде и катоде соответственно.

В данной статье вы узнали, что такое электролиз воды, его свойства и вид реакции (эндотермическая). С помощью электролиза воды можно в домашних условиях получить молекулы чистого кислорода и водорода посредством проведения электрического тока через раствор дистиллированной воды по электродам (катоду и аноду). Вода диссоциирует на катионы водорода и анионы кислорода. Положительные ионы движутся к катоду, отрицательные ионы – к аноду. Для ускорения протекания реакции (катализа) можно добавить в дистиллированную воду сильный электролит, который не вступит в конфликт с ионами воды.