Los het kalium- of natriumjodide op in wat water in een reageerbuis.
Doe het geconcentreerde afwasmiddel in het bekerglas of in een glazen schaal en voeg indien beschikbaar, een paar druppels methylroodoplossing eraan toe. Doe er nog wat water bij zodat het geheel niet te stropering is. Doe het waterstofperoxide er ook bij. Meng alles goed. Nu heb je een bodem lichtrood mengsel.

Uitvoering van de proef:

Schenk de inhoud van de reageerbuis in het bekerglas en roer even. De kleur verandert onmiddellijk in geel. En het geheel begint te schuimen, eerst langzaam en dan sneller. Het hele glas vult zich nu met geel schuim. Als je bang bent dat het overloopt, kun je het glas in een grote schaal of bak zetten. Merk op dat het bekerglas warm is geworden.
Wanneer zich stabiel schuim gevormd heeft in het bekerglas, steek je een houten spaander of cocktailprikker aan. Niet een lucifer, want die gloeit niet. Blaas de spaander uit: hij gloeit nog wat na. Steek het nagloeiend houtje in het schuim: het ontbrandt meteen weer. Weer uitblazen, en weer in het schuim, je kunt dat vaak herhalen.
Tenslotte is alles uitgewerkt; er rest nog wat (geel) schuim en op de bodem van het bekerglas zie je een bruine vloeistof. Gooi nu wat natriumthiosulfaatkristallen in het glas en roer even om. Al snel ontkleurt de vloeistof en wordt groen, de kleur van het afwasmiddel. De proef is hiermee beëindigd.

Verklaring:

Door de jodiumionen bij het peroxide wordt een katalytische ontleding ingezet: Een ander deel reageert met het jodide zodat zich hydroxide en jodium vormt: De oplossing wordt dus basisch en maakt het metylrood geel; jodium lost bruin op.
Maar de ontleding van het waterstofperoxide in water en zuurstof leidt tot gasvorming die met het afwasmiddel gaat schuimen. De belletjes in het schuim bevatten dus zuivere zuurstof en zijn geel gekleurd door het basische methylrood. De zuurstof zorgt ervoor dat een gloeiende spaander weer fel ontbrandt.
Tenslotte, als er natriumthiosulfaat in de beker komt, wordt het jodium weer omgezet in jodide en wordt het geheel kleurloos. Ook het methylrood is verdwenen: het is kleurloos geworden door oxidatie.

Na afloop van de proef:

Het afval bevat geen schadelijke stoffen en kan worden weggespoeld door de gootsteen.

Nadere beschouwingen van de M.S. H2O2 kan ontleden tot H2O en O2. Vandaar het schuim. Dat kun je opvatten als een auto­redox­reactie: H2O2 + 2 H+ + 2 e- → 2 H2O (+1,77)  H2O2 → O2 + 2 H++ 2 e¯ (+0,68, omgekeerd) + 2  H2O2 → O2 + 2 H2O Hier hoef je geen H+ toe te voegen: er ontstaat precies genoeg H+ in de tweede halfreactie. Het I¯ werkt als katalysator; het is een iets sterkere reductor dan H2O2 (zie Binas, tabel 48): 2 I¯  → I2 + 2 e¯ (+0,62 of +0,53) H2O2 + 2 e¯ →   2 OH¯ + H2O2 + 2 I¯  → I2 + 2 OH¯ [ 1 ]  Maar I2 reageert ook als oxidator met H2O2 als reductor: I2 + 2 e¯ → 2 I¯    H2O2 → O2 + 2 H+ + 2 e¯ + I2 + H2O2 → O2 + 2 I¯ + 2 H+     [ 2 ]  Neem nu de reacties [1] en [2] samen, dan krijg je: H2O2 + 2 I¯ + I2 + H2O2 → I2 + 2 OH¯ + O2 + 2 I¯ + 2 H+ Streep jodium(ionen) links en rechts tegen elkaar weg en combineer H+ met OH¯, dan resteert: 2 H2O2 → 2 H2O + O2 Deze omzetting - gewoon ontleden dus - met I¯ als katalysator, concurreert met reactie [1] hierboven, waar H2O2 de oxidator is en I¯ de reductor. Dit verklaart ook de bruine kleur (door I2) en de gele kleur van de indicator door OH¯. Echter, hierbij ontstaat geen O2. En dáár was het om te doen; anders is er geen schuim. Blijkbaar vindt van beide reacties vooral de ontleding plaats. Door het thiosulfaat eerst op te lossen en dan geleidelijk (titrerend) toe te voegen tot de bruine kleur verdwenen is, kun je bepalen in welke mate de concurrerende omzetting [1] heeft plaatsgevonden. Dat gaat dan als volgt: 5 mL 30% H2O2 bevat 1,5 gram H2O2. Dat is 1,5/34,1 = 0,044 mol. Dat kan, volgens [1], met 0,088 mol I¯ en levert dan 0,044 mol I2. Dat reageert volgens I2 + 2 S2O32- → 2 I¯ + S4O62- met 0,088 mol S2O32-. Indien alle H2O2 verbruikt zou zijn door reactie [1], zou er dus 0,088 mol Na2S2O3·5H2O nodig zijn geweest om uiteindelijk alle I2 om te zetten, en dat zou dan 0,088 x (158,1+90) = 21,83 gram wegen. In de proef wordt 1,5 gram gebruikt en dat was een overmaat. Dat is 1,5/21,83-de deel ofwel 6,9%. De concurrerende reactie heeft dus minder dan 6,9% van het H2O2 verbruikt.

Klik hier voor een filmpje .WMV of hier .MP4    (9'32").

En hier voor filmpjes op YouTube.