Introduction

La réaction de Briggs-Rauscher est une réaction chimique oscillante connue pour ses changements de couleur périodiques. La solution passe par des cycles de couleurs claires (incolore à jaune) puis foncés (bleu), alternant de manière régulière pendant une période de temps avant de se stabiliser.

Ces changements de couleur de la solution sont dus à une réaction complexe impliquant plusieurs étapes intermédiaires, avec des réactions d’oxydation et de réduction qui se produisent en boucle, créant les oscillations. Pour observer ces oscillations, il est crucial de respecter des conditions spécifiques de concentration et de température. Les différentes solutions contenant les réactifs nécessaires à la réaction doivent être préparées avec précision puis bien mélangée pour assurer une distribution homogène des réactifs.

Objectifs pédagogiques

Pour les élèves de 2^nd Pro ABIL, la réalisation de la réaction de Briggs-Rauscher a constitué une activité ludique leur permettant d’améliorer leurs capacités à préparer des solutions de concentrations molaires précises, de revoir les notions de dilution et de découvrir les concepts de cinétique et de dynamique des réactions qui ne suivent pas une progression linéaire, illustrant les notions de réactions hors équilibre. Cela a également été l’occasion pour eux de discuter des différents facteurs qui influencent la vitesse de réaction, comme la concentration des réactifs, la température et le mélange.

1) Préparation des réactifs

1. Solution A :
   • Dissoudre 4,3 g d’iodate de potassium (KIO₃) dans environ 80 mL d’eau distillée.
   • Ajouter 450 µL d’acide sulfurique 96% (H₂SO₄) tout en mélangeant.
   • Continuer à mélanger jusqu’à dissolution complète.
   • Compléter le volume jusqu’à 100 mL avec de l’eau distillée.
2. Solution B :
   • Dissoudre 1,56 g d’acide malonique (CH₂(COOH)₂) et 0,5 g de sulfate de manganèse monohydraté (MnSO₄·H₂O) dans environ 50 mL d’eau distillée.
   • Compléter jusqu’au 100 mL avec la solution d’amidon 10% (m/v).
3. Solution C :
   • Diluer 40 mL de peroxyde d’hydrogène (H₂O₂) à 30% (v/v) dans de l’eau distillée pour obtenir 100 mL de solution.

  2) Protocol expérimental

1. Préparation :
   • Placer le barreau magnétique dans le ballon de 250 mL.
   • Verser 100 mL de la solution A et 100 mL de la solution B dans le ballon.
   • Démarrer le mélangeur magnétique et ajuster la vitesse pour produire un grand tourbillon.
   • Laisser les deux solutions s’homogénéiser pendant environ 5 minutes.
2. Démarrage de la réaction :
   • Ajouter 100 mL de la solution C dans le bécher. Il est crucial d’ajouter la solution C après avoir mélangé les solutions A et B pour que la réaction fonctionne correctement.
   • Observer la réaction.

  3) Principe de la réaction de Briggs-Rauscher

Après avoir mélangé les trois solutions contenant les différents réactifs qui interviennent dans la réaction, plusieurs réactions chimiques vont se produire conjointement :

1) Formation du diiode :

La réaction débute lorsque l’ion iodate (IO₃⁻) est réduit par le peroxyde d’hydrogène (H₂O₂) en présence d’ions manganèse (Mn²⁺) comme catalyseur, pour former du diiode (I₂). Cette réaction rapide induit l’apparition d’une couleur ambrée homogène dans le mélange.

2) Réduction du diiode par l’acide malonique :

Le diiode (I₂) formé réagit ensuite avec l’acide malonique (CH₂(COOH)₂) pour produire des ions iodure (I⁻), qui sont incolores. Cette réaction est relativement plus lente, ce qui explique pourquoi la solution reste de couleur ambrée pendant un certain temps.

3) Formation des ions triiodure :

Les ions iodure (I⁻) formés se combinent avec le diiode (I₂) restant pour former des ions triiodure (I₃⁻). Ces derniers réagissent avec l’amidon pour former un complexe bleu foncé, donnant à la solution une couleur bleue intense.

4) Dissociation des ions triiodure :

Après un certain temps, les ions triiodure (I₃⁻) se dissocient à nouveau en diiode (I₂) et iodure (I⁻), ce qui fait disparaître la couleur bleue foncée.

5) Cycle répétitif :

Le diiode (I₂) ainsi reformé réagit de nouveau avec l’acide malonique (CH₂(COOH)₂) comme décrit en étape 2. La solution redevient alors incolore le temps que la réaction initiale reforme suffisamment de diiode (I₂) pour que la coloration ambrée réapparaisse, relançant ainsi le cycle.

Cette réaction constitue donc bien un système dynamique non linéaire qui passe par des oscillations de couleur dues aux variations périodiques des concentrations des espèces chimiques impliquées. Ces variations périodiques étant rendus possibles par les différences en termes de vitesse de réaction entre les différents éléments chimiques.