• De potloodopstelling uit nevenstaande figuur opbouwen. 
• Slijp een scherpe punt aan het potlood.
• Plaats de punt op het scheermesje.
• Voeg een druppel zoutzuur toe.
• Sluit de stroomkring.

In nevenstaande figuur wordt de ladingsoverdracht weergegeven als ijzer in contact gebracht wordt met water of een aangezuurde waterige oplossing.

IJzer gaat in oplossing als Fe2+, het gevolg daarvan is dat het metaal negatief geladen wordt (de elektronen blijven achter) t.o.v. het elektrolyt. Het gevolg is dat er een potentiaalverschil gecreëerd wordt tussen het elektrolyt en het metaal. Er vindt oxidatie plaats.

Elektrolyse wordt toegepast om subtiele bewerkingen aan metaaloppervlakken uit te voeren, volgens het principe dat hierboven geschetst is.

13/6/2005: De observaties van hierboven nog even samengevat:

Ik heb de potloodpunt pas na enkele dagen bekeken onder de microscoop en toen gezien dat er ijzeroxide gevormd was.
Deze ijzeroxide is waarschijnlijk pas gevormd door een reactie van de ijzerionen op de potloodpunt met de lucht.

De reactie die (volgens mij) plaats vindt is die van een metaal met zuur: je lost ijzer op onder vorming van waterstof.
Het ijzer gaat dan in oplossing volgens: Fe -> Fe²⁺ + 2e.
De facto maakt men een ijzer(II)chloride oplossing. Deze gaat vervolgens op de punt zitten als een zout en kan vervolgens een oxide (FeIII in Fe₂O₃) vormen met de zuurstof uit de lucht (Fe²⁺ -> Fe³⁺ + e).
De metaalbewerking berust er op dat je het ijzer sneller in oplossing laat gaan door er een spanningsverschil over te zetten. Je voegt daardoor extra energie toe en de reactie verloopt sneller.

Voor ijzer verloopt de oxidatie volgens: 4Fe + 3O₂ --> 4Fe³⁺ + 6O^2- (= 2Fe₂O₃ = roest)
Lees dat als: er worden 12 elektronen overgedragen van het ijzer op de zuurstof moleculen.

Als je het als een zuivere redox reactie wilt gaan schrijven uitgaande van Fe²⁺:
1) O₂ + 4H⁺ + 4e --> 2H₂O (E=1.229 V)
We voerden de reactie in een druppel zoutzuur uit.
2) Fe²⁺ --> Fe³⁺ + e (E=-0.77 V)
Zo verander je Fe²⁺ in Fe³⁺.
Oftewel: 4Fe²⁺ + O2 + 4H⁺ <=> 4Fe³⁺ + 2H₂O (E = +0.36V)

Deze reactie kun je ook schrijven als:
4Fe²⁺ + O₂ + (4+2x)H₂O <=> 4Fe₂O₃.xH₂O + 8H⁺
(Die 8H⁺ neutraliseren dan weer de achtergebleven chloride ionen)

• Men hoeft natuurlijk niet een zo sterke spanningsbron te gebruiken als ik gebruikt hebt, een batterij moet in principe voldoende zijn.

• Dr. F. Freese, Dr. W.E. van der Linden; Elektrochemische Analysemethoden; Agon Elsevier; 1971; ISBN 9010102408.
• Dr.J.Reiding; Drs.P.W.Franken,Drs.M.A.W.Kabel-van den Brand; Chemie Overal 5V; 1992; ISBN 9011010639; blz 202,203.

Relevante websites::

• EXPERIMENTS IN ELECTROCHEMISTRY