EDUCAÇÃO
Dimostrazione visiva dell’effetto della forza ionica in classe. La legge limite di 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
Gli effetti della forza ionica sugli ioni in soluzioni acquose sono piuttosto rilevanti, specialmente per i sistemi biochimici, in cui sono coinvolti proteine e aminoacidi. L’insegnamento di questo argomento e, più specificamente, la legge limitante di Debye-Hückel, è centrale nei corsi di laurea in chimica. In questo lavoro, presentiamo una descrizione di una procedura sperimentale basata sul cambiamento di colore di soluzioni acquose di verde di bromocresolo (BCG), guidato dall’aggiunta di elettrolita. Il contributo del prodotto di carica (z+|z-||) alla legge limitante di Debye-Hückel è dimostrato quando si confrontano gli effetti di NaCl e Na2SO4 sul colore delle soluzioni di BCG.
Parole chiave: cambiamento di colore; effetto della forza ionica; visualizzazione della legge di Debye-Hückel.
INTRODUZIONE
Ci sono numerosi sistemi chimici che coinvolgono elettroliti e quindi dipendono dalla forza ionica del mezzo. È possibile evidenziare questi sistemi biochimici, che coinvolgono elettroliti come le proteine e gli aminoacidi. Per tali sistemi, il controllo della forza ionica è essenziale, poiché le interazioni elettrostatiche sono l’interazione più intensa tra le specie chimiche. Per questo motivo, si possono osservare grandi deviazioni dall’idealità anche quando le specie sono in soluzioni molto diluite. Le soluzioni ioniche sono elettricamente neutre, ma poiché gli ioni con cariche opposte sono reciprocamente attratti, le immediate vicinanze di un dato ione hanno un eccesso di contro-ioni. Pertanto, si forma un intorno ionico intorno allo ione. Di conseguenza, il potenziale chimico di qualsiasi ione diminuisce a causa dell’interazione dello ione con il suo intorno ionico. Questo effetto di abbassamento è dovuto alla differenza tra l’energia di Gibbs molare (Gm) e il valore ideale (Gmideal) della soluzione, e quindi può essere identificato con RT ln γ±, dove R, T e γ±, sono la costante di gas, la temperatura e il coefficiente di attività ionica media, rispettivamente.1
Secondo il modello sviluppato da Debye-Hückel, γ± è legato all’interazione media del catione e dell’anione con i loro rispettivi dintorni ionici. A 25 ºC e in una soluzione molto diluita, il valore di γ± può essere stimato usando la legge limite di Debye-Hückel (Equazione 1):2
dove i è la carica dello ione e I è la forza ionica definita dall’Equazione 2:
dove mi è la molalità dello ione i e mº è definita da mº ≡ 1 mol kg-1.
L’equazione 1 è chiamata legge limitante, poiché è valida solo nel limite della diluizione infinita (cioè soluzioni ioniche di molalità molto bassa). L’equazione 1 può essere usata per simulare come γ± varia con la forza ionica e la carica elettrica degli ioni, come mostrato nella figura 1.
Si può osservare che in tutti i casi log γ± < 0 e quindi i valori di γ± saranno sempre minori di 1. Si nota inoltre che la pendenza delle linee, secondo il modello, è proporzionale al prodotto della carica (z+|z-|) degli ioni che compongono l’elettrolita. Così, ci si aspetta che per la stessa forza ionica, il valore di γ± sarà sempre più alto per la soluzione NaCl che per Na2SO4.
Lo scopo di questo articolo è di presentare una dimostrazione visiva della legge limitante, che può essere facilmente eseguita in una classe. Si basa sul cambiamento di colore di una soluzione di verde bromocresolo (BCG). Recentemente, un autore di questo articolo et al.,3 hanno dimostrato che il colore di una soluzione acquosa di BCG può cambiare (da rossastro a blu) semplicemente aggiungendo acqua. Questo fenomeno intrigante e, in linea di principio, inaspettato, è stato utilizzato con successo in un esperimento sviluppato nel corso di laboratorio di chimica fisica per studenti di chimica presso IQ-UNICAMP. L’effetto degli ioni per illustrare la legge limite di Debye-Hückel completa l’esperimento.
SUGGERIMENTO DELLA PROCEDURA ESPERIMENTALE DA UTILIZZARE IN CLASSE
La dimostrazione dell’effetto della forza ionica può essere facilmente eseguita in classe. Nel testo che segue, presentiamo una descrizione sperimentale che produce un eccellente risultato visivo (simile alla fotografia mostrata nella Figura 2).
Una soluzione stock 1 x 10-3 mol L-1 di BCG è preparata risolvendo ≈ 70 mg di BCG solido (M = 698,02 g mol-1) in un matraccio volumetrico da 100 mL con etanolo, poiché BCG ha una bassa solubilità in acqua pura. Al fine di accelerare la dissoluzione, la soluzione deve essere sonicata per 5 a 10 min (Thorton T-14 a 40 kHz e 50 W). Successivamente, un’aliquota di 6,3 mL di soluzione madre viene diluita in un matraccio tarato da 500 mL con acqua fino al segno di 500 mL, ottenendo una soluzione acquosa di BCG 1,3 x 10-5 mol L-1. A questa concentrazione, entrambe le specie BCG sono presenti in quantità rappresentative, permettendo un buon cambiamento di colore con l’aggiunta dell’elettrolita. Successivamente, 100 mL di soluzione acquosa di BCG vengono trasferiti in tre fiale di vetro separate, e al momento della dimostrazione vengono aggiunti elettroliti solidi, 0,58 g di NaCl in una fiala, e 0,57 g di Na2SO4 in un’altra fiala. Le miscele vengono poi agitate fino alla completa dissoluzione dei solidi. L’aggiunta degli elettroliti nel rapporto indicato produce soluzioni con la stessa forza ionica (I = 0,1 mol L-1).
PRINCIPI E DISCUSSIONE
La figura 2 mostra una fotografia delle tre fiale di vetro contenenti soluzioni acquose di BCG alla stessa concentrazione, e due di esse contenenti NaCl e Na2SO4 per generare la stessa forza ionica, I = 0,1 mol L-1. I cambiamenti di colore sono chiaramente osservati. L’aggiunta di elettrolita induce un cambiamento di colore verso il blu. Sorprendentemente, questo effetto è più intenso per Na2SO4.
Per spiegare il cambiamento di colore delle soluzioni, si deve prima considerare che il BCG è un indicatore acido-base, in cui le specie protonate (BCG-H) e non protonate (BCG-) possono interconvertirsi secondo l’equazione chimica (Figura 3):
Il colore verde presentato dalla soluzione acquosa di BCG è dovuto al fatto che entrambe le specie sono presenti in quantità tali che il colore osservato è prodotto dalla combinazione dei colori giallo e blu. Pertanto, si può dedurre che l’aggiunta di elettroliti sposta l’equilibrio verso la specie dissociata (BCG-). È anche degno di nota che, sebbene le due soluzioni elettrolitiche presentino la stessa forza ionica, l’equilibrio del BCG si sposta più intensamente verso Na2SO4. Ovviamente per questo confronto, il pH deve essere vicino. Il pH delle soluzioni di BCG è stato misurato e i valori erano praticamente gli stessi, a 5.2.
Lo spostamento dell’equilibrio può essere notato negli spettri di assorbimento elettronico come mostrato in Figura 4 (ottenuti su uno spettrofotometro Shimadzu UV-Vis).
Come si può osservare, l’interconversione è ben caratterizzata dalla diminuzione dell’intensità della banda a circa 440 nm e l’aumento della banda a 620 nm. Il punto isosbico, intorno a 520 nm, indica chiaramente l’interconversione diretta di una specie nell’altra.
Gli studenti hanno una buona conoscenza degli spostamenti di equilibrio chimico, causati dall’aggiunta di uno ione comune. Tuttavia, nel caso del BCG, lo spostamento di equilibrio non può essere spiegato da questo effetto. L’approccio dovrebbe coinvolgere l’effetto della crescente forza ionica della soluzione che porta alla stabilizzazione delle specie ioniche (BCG- e H+). La costante di equilibrio per la reazione è scritta secondo l’equazione 3:
dove a è l’attività delle specie coinvolte nell’equilibrio.
Per soluzioni diluite, la costante di equilibrio può essere approssimata come mostrato nell’Equazione 4:
Il coefficiente di attività per BCG-H è ≈ 1, poiché la sua concentrazione è relativamente piccola e poiché è una molecola neutra, non è molto influenzata dalla forza ionica. Possiamo riorganizzare l’equazione 4 in:
Secondo la legge limitativa di Debye-Hückel (Figura 1), γ± è inferiore a 1 nelle soluzioni diluite di elettrolita. Così, dall’equazione 5 si nota che le concentrazioni analitiche di H+ e BCG-, e , dovrebbero essere maggiori quando il valore di γ± ≈ 1, cioè quando la forza ionica tende a zero. Così, è dimostrato che l’aumento della forza ionica sposta l’equilibrio chimico a causa della stabilizzazione delle specie ioniche, abbassando la differenza di energia libera (RT ln γ±).
E’ chiaro che lo spostamento relativo dell’equilibrio delle soluzioni BCG contenenti NaCl e Na2SO4 non può essere spiegato dalle differenze di forza ionica. Tuttavia, secondo la legge limitativa di Debye-Hückel, γ± è proporzionale al prodotto di carica z+|z-| (Equazione 1). Quindi, nel caso di entrambi gli elettroliti, anche se la forza ionica è la stessa, i prodotti di carica sono: 1 x 1 e 1 x 2, rispettivamente per NaCl e Na2SO4. Quindi, anche a parità di forza ionica, l’effetto dell’anione SO42- è due volte maggiore di quello della controparte Cl-, e di conseguenza, la stabilizzazione energetica è maggiore.
CONCLUSIONE
Per mezzo di un semplice esperimento, è possibile eseguire una dimostrazione visiva dell’effetto della forza ionica sull’equilibrio dell’elettrolita chimico. Il chiaro cambiamento di colore della soluzione di BCG è associato allo spostamento di equilibrio dell’indicatore dovuto alla stabilizzazione delle specie ioniche presenti. Inoltre, l’importanza del prodotto delle cariche ioniche (z+|z-||) nella legge limitante di Debye-Hückel è dimostrata in modo visivo e colorato.
Significativi
Gli autori ringraziano il dottor C. A. Silva per aver mostrato per la prima volta l’effetto degli ioni sull’equilibrio; R. Angarten per aver condotto diversi esperimenti preliminari.
1. Atkins, P. W.; Physical Chemistry, 7° ed., Oxford University Press: Oxford, 1998.
2. Levine, I. N.; Physical Chemistry, 2nd ed., McGraw-Hill Book Company: New York, 1983.
3. Silva, C. R.; Pereira, R. B.; Sabadini, E.; J. Chem. Educ. 2001,78, 939.