Voorbereiding:

Dit is de beroemde oscillerende proef van Briggs-Rauscher uit 1972. De hoeveelheden zijn zó afgestemd dat je uiteindelijk ca 180 mL hebt van een oscillerend mengsel.

Maak vier oplossingen die voor de proef nodig zullen zijn. Gebruik gedemineraliseerd water.
Oplossing 1.
Los 2,9 g kaliumjodaat op in 36 mL water. Voeg 5,2 gram (= 5 mL) 1 M, 9,3% zwavelzuur toe. Of los 1,2 gram natriumwaterstofsulfaat (NaHSO₄) op in 5 mL water en voeg dat toe in plaats van het zwavelzuur. Doe het geheel in een flesje of potje.
Oplossing 2.
a) Pas 125 mL water af in een bekerglas van 250 mL. Meng 0,25 gram stijfsel of zetmeel (Crackfree resp. Maizena o.i.d.) met wat van het water tot een papje. Breng de rest van het water aan de kook. Voeg dan al roerend het papje toe, en laat het geheel nog even goed doorkoken (voorzichtig, kan overkoken!) zodat de stijfsel oplost. Laat afkoelen. Neem 10 mL van de oplossing apart. Daar ga je dadelijk mee verder. De rest (0,2% stijseloplossing) is niet meer nodig; die kan in een flesje in de koelkast en blijft nog enige dagen goed.
b) Meet 40 mL water af in een bekerglas. Los hierin 0,22 gram mangaansulfaat (monohydride) op. Los er vervolgens ook 1,04 gram malonzuur in op. Als je geen malonzuur hebt kun je ook 1,16 gram aceton gebruiken (theoretisch, heb ik niet getest). c) Voeg de 10 mL van a) en de 40 mL van b) bij elkaar in een pot. Dit is oplossing 2.
Oplossing 3.
Dit is 90 mL waterstofperoxide van 3%. Indien je sterker peroxide hebt, dan overeenkomstig verdunnen.
Oplossing 4.
Los in een glas of potje ongeveer 15 gram natriumthiosulfaat (pentahydraat) op in wat kraanwater, bijvoorbeeld 25 mL. De concentratie van de oplossing is niet van belang omdat deze slechts dient om na de proef de restanten om te zetten zodat ze kunnen worden weggespoeld in de gootsteen.

De proef:

Voor de uitvoering van de proef zet je een bekerglas van 250 mL op een roerder. Zelf roeren kan ook, maar een roerder is mooier. Doe oplossing 1 in de beker en schakel de roerder in op een forse stand. Voeg oplossing 2 toe. Er gebeurt nog niets. Zet eventueel een wit velletje papier achter het bekerglas zodat de kleuromslagen goed te zien zullen zijn.
Voeg nu oplossing 3 toe.
Zie hoe de kleuren wisselen tussen kleurloos, lichtbruin en blauw. Dit kan een half uur aanhouden.

Verklaring:

Een hele beste verklaring van deze proef kun je vinden op de website van de Universiteit van Leuven. Zie: Op dezelfde site staan nog twee bijbehorende filmpjes: en

Na de proef:

Als er geen kleurverandering meer optreedt is de proef afgelopen. Voeg nu oplossing 4 toe: het geheel verandert van blauw in kleurloos en kan zonder bezwaar via de gootsteen worden weg­gegooid.
Je kunt ook het thiosulfaat in kleine porties toevoegen terwijl de roerder nog draait. Eerst wordt de inhoud van het bekerglas kleurloos, maar na een tijdje weer blauw. Ook dat kun je enige malen herhalen. Ga door totdat ook na enige tijd alles kleurloos blijft.

Nadere beschouwingen van de M.S. Algemeen bekend is dat jodium (2) met stijfsel blauw kleurt. Maar hier is stijfsel aanwezig en kleurt jodium de oplossing eerst amber en vervolgens verschijnt even daarna pas de bekende blauwe kleur. Kennelijk is er naast jood nog iets anders nodig om de blauwkleuring te krijgen. Volgens Wikipedia is dit jodide (I¯). Op zich lost I2 slecht op in water. In een KI-oplossing lost I2 veel beter op onder vorming van I3¯. Zie Binas, tabel 47. Het is kennelijk dit I3¯-ion dat met stijfsel het donker­blauwe complex geeft. De drie kleurfasen zijn nu als volgt uit te leggen: Ontstaan van amber (lichtbruin): er ontstaat I2. Ontstaan van blauw: er ontstaat daarnaast I¯ dat met I2 samen I3¯ vormt. Verdwijnen van blauw: er wordt I2 verbruikt, dus I3¯ verdwijnt. Welke reacties zijn hiervoor verantwoordelijk? Van de aanwezige ingrediënten kan het IO3¯-ion I2 maken. Daarbij valt aan de volgende halfvergelijking te denken: 2 IO3¯ + 12 H+ + 6 e¯ →  I2 + 6 H2O. De nodige H+-ionen worden door het toegevoegde NaHSO4 geleverd. Om de elektronen te leveren is er een elektronendonor, een reductor nodig. Volgens Binas, tabel 48 (+0,68) is hiertoe het eveneens toegevoegde H2O2 geschikt: H2O2 → O2 + 2 H⁺ + 2 e¯. Deze veronderstelling wordt bevestigd doordat er belletjes te zien zijn: zuurstof. De reactie is, zoals veel redoxreacties, traag: het duurt even voor de amberkleur ontstaat. Om de blauwkleuring te veroorzaken moeten er nu ook I¯-ionen ontstaan. Dat kan op diverse manieren. Volgens de literatuur (zie bijlage) ontstaat I¯ bij een reactie met het toegevoegde malonzuur H2C(COOH)2. Door de C=O-groepen in de beide COOH-groepen in malonzuur zijn de H-atomen in de H2C-groep gemakkelijker substitueerbaar geworden en kan de volgende substitutie plaats vinden: I2 + H2(COOH)2 → HI + IHC(COOH)2 Het ontstane HI is een sterk zuur en ioniseert dus voor 100% tot H+ en I¯. Ziedaar de voor de blauwkleuring noodzakelijke I¯-ionen. Nu moet de blauwkleuring verdwijnen tot kleurloos. Dus moet I2 wegreageren. (Uitsluitend de I¯ laten wegreageren zou weer de amberkleur van I2 geven.) In de reactie onder (2) hierboven verdwijnt I2. Deze reactie, nuttig voor het ontstaan van I¯, wordt slachtoffer van zijn eigen succes als alle I2 wegreageert: hij stopt tijdelijk wegens een tijdelijke afwezigheid van I2. (Is stap 1 weer.) De reactie bij 1 gaat ondertussen door en maakt nog I2. Ontstaat er dus de amberkleur? Nee! Er is ook nog I¯ aanwezig. Er zou dus blauw ontstaan, maar het wordt kleurloos (stap 3). Kennelijk is er nog een andere reactie in het spel: eentje die I¯-ionen consumeert. Volgens de Leuvense bijlage is de volgende reactie mogelijk: I¯ + HOI + H+ → I2 + H2O Dat hierbij I2 ontstaat, is prettig: het verklaart mede de amberkleur zodra I¯ op is. Maar hoe ontstaat HOI? In HOI is het oxidatiegetal van I gelijk aan 1+. In IO3¯ is dat 5+. Dus door een alternatieve, minder vérgaande, reductie van IO3¯ kan HOI ontstaan: 4 e¯ + 5 H+ + IO3¯ → HOI + 2 H2O Als reductor komt weer H2O2 in aanmerking: H2O2 → O2 + 2 H+ + 2 e¯ In de volgende cycli spelen in stap 1 waarschijnlijk zowel de in 1 gepostuleerde reactie als de bij 4 beschreven processen een rol. De terugkeer van de blauwe kleur tijdens pauzes in het toevoegen van het thio om het jodium te vernietigen wordt waarschijnlijk veroorzaakt door zuurstof. Vergelijk met proef 01 : de blauwe klok. HET PRINCIPE VAN OSCILLERENDE REACTIES KOMT IN HET KORT HIER OP NEER: Er is een beginreactie met effect 1; Er is een volgreactie met effect 2; De volgreactie gaat steeds sneller dankzij één van de producten van de beginreactie; De volgreactie gaat aan zijn succes ten onder doordat een beginproduct opraakt dat door de beginreactie gemaakt wordt; Een tijd lang loopt de beginreactie weer met effect 1 en met de productie van het voor de volgreactie benodigde beginproduct, waardoor de volgreactie weer zijn kans grijpt met effect 2; enzovoort.

Het eigen filmpje is - uiteraard - ingekort. Alleen de eerste kleurwisselingen zijn te zien en later alleen de eerste en laatste stappen van het omzetten van de restanten.