Nawet w tak prostym urządzeniu, jak akumulator ołowiowy, zachodzi szereg procesów elektrochemicznych. Jak wiadomo, akumulator składa się z elektrody z ołowiu metalicznego (elektroda ujemna) i z elektrody wypełnionej tlenkiem ołowiu PbO2 (elektroda dodatnia), zanurzonych w kwasie siarkowym (H2SO4). Ogólnie źródłem pracy elektrycznej jest sumaryczna reakcja chemiczna
Pb + PbO2 +2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O (1)
Uwzględniając obecność jonów w roztworze wodnym, reakcja (1) przebiega w dwóch etapach. W trakcie rozładowania (jest to reakcja spontaniczna, jeżeli między elektrodami może przepływać prąd) elektroda ujemna (Pb) rozpuszcza się. Do roztworu przechodzą jony Pb+ - tworzy się w siarczan ołowiu PbSO4 w myśl reakcji
H2SO4 + Pb+ = PbSO4 + 2H+ (1a)
Wolne jony wodoru wędrują do elektrody dodatniej, gdzie reagują z tlenkiem ołowiu według schematu
PbO2 +2H+ +SO42- = PbSO4 + H2O (1b)
tworząc (w połączeniu z kwasem siarkowym) również siarczan ołowiu i wodę. Na skutek powstawania wody w reakcjach (1a) i (1b) gęstość kwasu siarkowego się zmniejsza.
Z punktu widzenia elektrochemii należy określić potencjały normalne reakcji, które są następujące:
+ 1,69 V dla reakcji PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e = PbSO4 + H2O (do elektrody dodatniej dopływają jony H+ i SO42- z elektrolitu oraz elektrony z przewodnika zewnętrznego, elektroda się rozpuszcza)
- 0.36 V dla reakcji PbSO4 - 2e = Pb + SO42- (na elektrodzie ujemnej osadza się ołów).
Te dwie reakcje wyznaczają sumaryczną siłę elektromotoryczną ogniwa, około 2,2 V.
W rzeczywistości są jednakże możliwe inne reakcje, jak np.
PbO2 + H2O + 2e = PbO + 2 OH-
Akumulator może być wyładowany tak długo, aż napięcie spadnie do ok. 1,8 V (zob. reakcje chemiczne ).