Proces, ktorý prebehne je znázornený na nasledujúcej schéme:

katóda anóda
C CuSO4 -> Cu2+ + SO42- Cu

Cu2+ SO42-
---- ------
Cu CuSO4

Kationy medi Cu2+ sa prijímajú na katóde, elektróny sa vylučujú ako atómy medi a tvoria na katóde medený povlak. Anióny SO42- reagujú s materiálom anódy a tvoria nové molekuly CuSO4. Na anóde sa teda z roztoku nič nevylučuje, naopak meď z anódy prechádza do roztoku.
Pokus 2: Opakujeme pokus 1, ale s použitým platinových elektród. Aj v tomto prípade sa na katóde vylučuje meď. Anióny SO42- reagujú s vodou za vzniku kyseliny sírovej H2SO4 Na anóde sa vylučuje plynný kyslík.
Pokus 3: Pri treťom pokuse použijeme roztok HCl a platinové elektródy. Na katóde sa vylúči vodík, na anóde chlór, ktorý reaguje s vodou a vylúči sa kyslík.
Z výsledkov pokusov vyplýva: Usporiadaný pohyb iónov v elektrolyte sa končí na elektródach, kde ióny odovzdávajú náboje a vylučujú sa na povrchu elektród ako atómy alebo molekuly, alebo chemicky reagujú s materiálom elektródy, alebo s elektrolytom. Dej, pri ktorom prechodom elektrického prúdu elektrolytom nastávajú látkové zmeny, nazývame elektrolýza. Pri elektrolýze sa na katóde vždy vylučuje vodík alebo kov.
Vedenie elektrického prúdu v elektrolytoch študoval anglický fyzik M.FARADAY. Na základe pokusov zistil, že hmotnosti látok vylúčených na elektródach sú priamo úmerné celkovému náboju, ktorý priniesli pri elektrolýze ióny - 1.Faradazov zákon. Tento experimentálne získaný poznatok vyjadríme pre každú látku vzťahom m = A Q = A I t.
Veličina A sa nazýva elektrochemický ekvivalent látky, pre danú látku je to charakteristická konštanta, jej jednotkou je kg.C-1.
Fyzikálny význam elektrochemického ekvivalentu látky objasníme z hľadiska cedenia prúdu v elektrolytoch touto úvahou: Keď Nv je hustota príslušného druhu iónov v elektrolyte, vp ich priemerná unášavá rýchlosť a m0 hmotnosť každého iónu, potom plochou s obsahom S prejde za dobu t celkom N iónov, pričom N = Nv.V=Nv.S.vp.t. Celková hmotnosť iónov je m=m0.N=m0.Nv.S.vp.t (1). Označme Q1=v.e hodnotu náboja iónu, kde v je prirodzený násobok elementárneho náboja. Potom celkový prenesený náboj Q má hodnotu Q=N.Q1=N.v.e=Nv.S.vp.e.v.t (2). Delením rovníc(1) a (2) dostaneme m/Q=m0/ve=konštanta=A. Rozšírením vzťahu Avogardrovou konštantou NA dostaneme
m0NA Mm
A = ---- = ----
v e NA v F
kde Mm je mólová hmotnosť a F=e.NA Faradayova konštanta. Možno teda napísať
1 Mm Mm
A = -- --- , po dosadení dostaneme: m = ----- Q
F v F V
Keď elektrolýza prebehne s rozličnými elektrolytmi, pričom celkový prenesený náboj Q bude vždy rovnaký, potom Q / F = konštanta.