(av elektro- og gr. 'oppløsning'), kjemisk prosess som fremkalles ved elektrisk strøm, dvs. en spalting eller en kjemisk endring av en forbindelse. Prosessen inntreffer når elektrisk strøm passerer gjennom forbindelsen og skjer motsatt av den naturlige reaksjonsretningen. Forbindelsen er normalt flytende, dvs. smeltet/væske eller i løsning, men det er også mulig å utføre elektrolysereaksjoner i fast fase.
Reaksjonsforløp
Under elektrolysen vandrer de positive ionene, kationene, til den negative elektroden, katoden, og blir der redusert ved at de tar opp elektroner. Samtidig vandrer de negative ionene, anionene, til den positive elektroden, anoden, og blir der oksidert ved at de avgir elektroner. Reaksjonene ved elektrodene i elektrolysecellen er altså henholdsvis reduksjoner og oksidasjoner. Det totale antall elektroner som avgis av katoden under prosessen, er akkurat like stort som det antall elektroner som anoden opptar. De stoffmengder som omsettes ved hver av elektrodene, er følgelig kjemisk ekvivalente. Det er energien som strømmen tilfører elektrolytten som driver den kjemiske redoks-reaksjonen ved elektrodene. Termodynamisk sett er den motsatte reaksjonen spontan.
Stoffomsetning
Mengdene av de stoffer som omsettes ved hver av elektrodene, er gitt ved Faradays første og annen lov: 1) Når en elektrisk strøm ledes gjennom en elektrolytt, er den stoffmengden som omsettes ved hver elektrode, proporsjonal med den ladningen som har passert, og 2) Like store ladninger som blir sendt gjennom to forskjellige elektrolytter, vil omsette ekvivalente mengder av de to forbindelsene.
Dette kan illustreres ved elektrolyse av ulike kobbersalter. Atommassen for kobber er 63 gmol-1. For å få avsatt et mol kobbermetall fra en enverdig kobberløsning (Cu+-ioner) på katoden, må en ladning på 96 485 C (coulomb) ledes gjennom elektrolytten, Cu+ + e- = Cu. Fra en toverdig kobberløsning behøves imidlertid den dobbelte ladningen, Cu2+ + 2e- = Cu. Man kaller 96 485 Cmol-1 faradaykonstanten (F), og den tilsvarer ladningen av ett mol (6,023 ·1023) elektroner.
Energiutbytte
Den spenning som elektrodene må påtrykkes for at elektrolyse skal finne sted i en gitt elektrolyttløsning, kan beregnes termodynamisk og er opptil et par volt. For å få mer praktiske spenninger ved industrielle anlegg kobles flere elektrolyseceller i serie. Den totale elektriske energi som brukes, er proporsjonal med spenningen (volt) og ladningen (coulomb). I praksis er energiutbyttet mindre enn det teoretiske på grunn av overspenning og bireaksjoner. Se også overspenning.
Prosesstyper i industrien
Elektrolyse av vandige løsninger kalles våt-elektrolyse. Eksempler på slike tekniske prosesser er fremstilling av klor og natronlut, kaliumklorat, hydrogen, og utvinning og raffinering av kobber, sink, kadmium og nikkel. Plettering av metaller (sølvplett, fornikling etc.) er også elektrolyseprosesser (se elektroplettering).
Metaller som ville reagere med vann, f.eks. natrium, magnesium, aluminium og titan, kan fremstilles ved elektrolyse i vannfri saltsmelte, såkalte smelte-elektrolyse. Ved elektrolyse av f.eks. løsning av natriumsulfat, utvikles hydrogengass ved katoden: 4H2O + energi → O2+H2. Fremstilling av hydrogen ved elektrolyse av vann er en reversibel prosess og derfor et alternativ til batterier for lagring av elektrisk energi.
Elektrolyse i hudpleien, se epilasjon.