EDUCAÇÃO
Demostración visual del efecto de fuerza iónica en el aula. La ley limitante de Debye-Hückel
Edvaldo Sabadini*; Larissa Vieira Cavalcanti Carvalho
Departamento de Físico-Química, Instituto de Química, Universidade Estadual de Campinas, CP 6154, 13084-862 Campinas – SP, Brasil
ABSTRACT
Los efectos de la fuerza iónica sobre los iones en las soluciones acuosas son bastante relevantes, especialmente para los sistemas bioquímicos, en los que las proteínas y los aminoácidos están involucrados. La enseñanza de este tema y, más concretamente, de la ley limitante de Debye-Hückel, es fundamental en los cursos de licenciatura de química. En este trabajo, presentamos una descripción de un procedimiento experimental basado en el cambio de color de soluciones acuosas de verde de bromocresol (BCG), impulsado por la adición de electrolito. Se demuestra la contribución del producto de carga (z+|z-|) a la ley limitante de Debye-Hückel cuando se comparan los efectos del NaCl y del Na2SO4 en el color de las soluciones de BCG.
Palabras clave: cambio de color; efecto de la fuerza iónica; visualización de la ley de Debye-Hückel.
INTRODUCCIÓN
Existen numerosos sistemas químicos que implican electrolitos y, por lo tanto, dependen de la fuerza iónica del medio. Cabe destacar estos sistemas bioquímicos, que implican electrolitos como las proteínas y los aminoácidos. Para estos sistemas, el control de la fuerza iónica es esencial, ya que las interacciones electrostáticas son la interacción más intensa entre las especies químicas. Por esta razón, pueden observarse grandes desviaciones de la idealidad incluso cuando las especies se encuentran en soluciones muy diluidas. Las soluciones iónicas son eléctricamente neutras, pero como los iones con cargas opuestas se atraen mutuamente, la vecindad inmediata de un ión dado tiene un exceso de iones contrarios. Por lo tanto, se forma un entorno iónico alrededor del ion. Como resultado, el potencial químico de cualquier ion disminuye debido a la interacción del ion con su entorno iónico. Este efecto de disminución se debe a la diferencia entre la energía molar de Gibbs (Gm) y el valor ideal (Gmideal) de la solución, y por lo tanto puede identificarse con RT ln γ±, donde R, T y γ±, son la constante de los gases, la temperatura y el coeficiente medio de actividad iónica, respectivamente.1
Según el modelo desarrollado por Debye-Hückel, γ± está relacionado con la interacción media del catión y el anión con sus respectivos entornos iónicos. A 25 ºC y en una solución muy diluida, el valor de γ± puede estimarse utilizando la ley limitante de Debye-Hückel (Ecuación 1):2
donde i es la carga del ion y I es la fuerza iónica definida por la Ecuación 2:
donde mi es la molalidad del ion i y mº se define por mº ≡ 1 mol kg-1.
La ecuación 1 se denomina ley límite, ya que sólo es válida en el límite de la dilución infinita (es decir, soluciones iónicas de muy baja molalidad). La ecuación 1 puede utilizarse para simular cómo varía γ± con la fuerza iónica y la carga eléctrica de los iones, como se muestra en la figura 1.
Se puede observar que en todos los casos log γ± < 0 y, por tanto, los valores de γ± serán siempre menores que 1. Se observa además que la pendiente de las líneas, según el modelo, es proporcional al producto de la carga (z+|z-|) de los iones que componen el electrolito. Así, se espera que para una misma fuerza iónica, el valor de γ± sea siempre mayor para la solución de NaCl que para la de Na2SO4.
El objetivo de este artículo es presentar una demostración visual de la ley limitante, que puede ejecutarse fácilmente en un aula. Se basa en el cambio de color de una solución de verde de bromocresol (BCG). Recientemente, el autor de este artículo y otros,3 demostraron que el color de una solución acuosa de BCG puede cambiar (de rojizo a azul) simplemente añadiendo agua. Este fenómeno intrigante y, en principio, inesperado, ha sido utilizado con éxito en un experimento desarrollado en el curso de laboratorio de química física para estudiantes de química del IQ-UNICAMP. El efecto de los iones para ilustrar la ley limitante de Debye-Hückel complementa el experimento.
SUGERENCIA DEL PROCEDIMIENTO EXPERIMENTAL A UTILIZAR EN CLASE
La demostración del efecto de la fuerza iónica puede ejecutarse fácilmente en clase. En el texto siguiente, presentamos una descripción experimental que produce un excelente resultado visual (similar a la fotografía mostrada en la Figura 2).
Se prepara una solución madre de BCG de 1 x 10-3 mol L-1 resolviendo ≈ 70 mg de BCG sólido (M = 698,02 g mol-1) en un matraz volumétrico de 100 mL con etanol, ya que el BCG tiene baja solubilidad en agua pura. Para acelerar la disolución, la solución debe ser sonicada durante 5 a 10 minutos (Thorton T-14 a 40 kHz y 50 W). Posteriormente, se diluye una alícuota de 6,3 mL de solución madre en un matraz aforado de 500 mL con agua hasta la marca de 500 mL, obteniendo una solución acuosa de BCG de 1,3 x 10-5 mol L-1. A esta concentración, ambas especies de BCG están presentes en cantidades representativas, lo que permite un buen cambio de color por adición del electrolito. A continuación, se transfieren 100 mL de solución acuosa de BCG a tres viales de vidrio separados, y en el momento de la demostración se añaden electrolitos sólidos, 0,58 g de NaCl a un vial, y 0,57 g de Na2SO4 a otro vial. A continuación se agitan las mezclas hasta la completa disolución de los sólidos. La adición de los electrolitos en la proporción indicada produce soluciones con la misma fuerza iónica (I = 0,1 mol L-1).
PRINCIPIOS Y DISCUSIÓN
La figura 2 muestra una fotografía de los tres viales de vidrio que contienen soluciones acuosas de BCG a la misma concentración, y dos de ellos que contienen NaCl y Na2SO4 para generar la misma fuerza iónica, I = 0,1 mol L-1. Se observan claramente los cambios de color. La adición de electrolito induce un cambio de color a azul. Sorprendentemente, este efecto es más intenso para el Na2SO4.
Para explicar el cambio de color de las soluciones, hay que considerar en primer lugar que el BCG es un indicador ácido-base, en el que las especies protonadas (BCG-H) y no protonadas (BCG-) pueden interconvertirse una en otra según la ecuación química (Figura 3):
El color verde que presenta la solución acuosa de BCG se debe a que ambas especies están presentes en cantidades tales que el color observado se produce a partir de la combinación de los colores amarillo y azul. Por lo tanto, se puede inferir que la adición de electrolitos desplaza el equilibrio hacia la especie disociada (BCG-). También cabe destacar que, aunque las dos soluciones electrolíticas presentan la misma fuerza iónica, el equilibrio del BCG se desplaza más intensamente hacia el Na2SO4. Obviamente, para esta comparación, el pH tiene que estar cerca. Se midió el pH de las soluciones de BCG y los valores eran prácticamente los mismos, a 5,2.
El desplazamiento de equilibrio puede observarse en los espectros de absorción electrónica, como se muestra en la Figura 4 (obtenidos en un espectrofotómetro Shimadzu UV-Vis).
Como puede observarse, la interconversión está bien caracterizada por la disminución de la intensidad de la banda a aproximadamente 440 nm y el aumento de la banda a 620 nm. El punto isosbéstico, alrededor de 520 nm, indica claramente la interconversión directa de una especie en la otra.
Los estudiantes tienen un buen conocimiento sobre los desplazamientos de equilibrio químico, causados por la adición de un ion común. Sin embargo, en el caso del BCG, el desplazamiento de equilibrio no puede explicarse por este efecto. El planteamiento debe implicar el efecto del aumento de la fuerza iónica de la solución que conduce a la estabilización de las especies iónicas (BCG- y H+). La constante de equilibrio para la reacción se escribe según la ecuación 3:
donde a es la actividad de las especies que intervienen en el equilibrio.
Para soluciones diluidas, la constante de equilibrio puede aproximarse como se muestra en la Ecuación 4:
El coeficiente de actividad para el BCG-H es ≈ 1, ya que su concentración es relativamente pequeña y al ser una molécula neutra, no está muy influenciada por la fuerza iónica. Podemos reordenar la Ecuación 4 a:
De acuerdo con la ley limitante de Debye-Hückel (Figura 1), γ± es menor que 1 en soluciones diluidas de electrolito. Así, a partir de la ecuación 5 observamos que las concentraciones analíticas de H+ y BCG-, y , deben ser mayores cuando el valor de γ± ≈ 1, es decir, cuando la fuerza iónica tiende a cero. Así, se demuestra que el aumento de la fuerza iónica desplaza el equilibrio químico debido a la estabilización de las especies iónicas, disminuyendo la diferencia de energía libre (RT ln γ±).
Claramente, el desplazamiento relativo del equilibrio de las soluciones de BCG que contienen NaCl y Na2SO4 no puede explicarse por las diferencias de fuerza iónica. Sin embargo, según la ley limitante de Debye-Hückel, γ± es proporcional al producto de carga z+|z-| (Ecuación 1). Por lo tanto, en el caso de ambos electrolitos, aunque la fuerza iónica sea la misma, los productos de carga son 1 x 1 y 1 x 2, para NaCl y Na2SO4, respectivamente. Por lo tanto, incluso con la misma fuerza iónica, el efecto del anión SO42- es dos veces mayor que el de su homólogo Cl- y, en consecuencia, la estabilización energética es mayor.
CONCLUSIÓN
Por medio de un sencillo experimento, es posible realizar una demostración visual del efecto de la fuerza iónica en el equilibrio químico del electrolito. El claro cambio de color de la solución de BCG está asociado al desplazamiento del equilibrio del indicador debido a la estabilización de las especies iónicas presentes. Además, la importancia del producto de las cargas iónicas (z+|z-|) en la ley limitante de Debye-Hückel se demuestra de una manera visual y colorida.
Reconocimientos
Los autores agradecen al Dr. C. A. Silva por haber mostrado el efecto de los iones en el equilibrio por primera vez; a R. Angarten por haber realizado varios experimentos preliminares.
1. Atkins, P. W.; Physical Chemistry, 7th ed., Oxford University Press: Oxford, 1998.
2. Levine, I. N.; Physical Chemistry, 2nd ed., McGraw-Hill Book Company: Nueva York, 1983.
3. Silva, C. R.; Pereira, R. B.; Sabadini, E.; J. Chem. Educ. 2001,78, 939.