EDUCAÇÃO
Visuele demonstratie van het ionensterkte-effect in het klaslokaal. De beperkende wet van 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
De effecten van ionensterkte op ionen in waterige oplossingen zijn zeer relevant, vooral voor biochemische systemen, waarbij proteïnen en aminozuren betrokken zijn. Het onderwijzen van dit onderwerp en meer in het bijzonder de beperkende wet van Debye-Hückel, staat centraal in scheikundecursussen voor studenten. In dit werk presenteren wij een beschrijving van een experimentele procedure gebaseerd op de kleurverandering van waterige oplossingen van broomkresolgroen (BCG), gestuurd door toevoeging van elektrolyt. De bijdrage van het ladingsproduct (z+|z-|) aan de Debye-Hückel beperkende wet wordt aangetoond wanneer de effecten van NaCl en Na2SO4 op de kleur van BCG oplossingen worden vergeleken.
Keywords: kleurverandering; ionensterkte-effect; visualisatie van de wet van Debye-Hückel.
INLEIDING
Er zijn talrijke chemische systemen waarbij elektrolyten betrokken zijn en die dus afhankelijk zijn van de ionensterkte van het medium. Zo zijn er biochemische systemen waarbij elektrolyten betrokken zijn, zoals proteïnen en aminozuren. Voor dergelijke systemen is de beheersing van de ionensterkte van essentieel belang, aangezien de elektrostatische interacties de meest intense interactie tussen de chemische species vormen. Om deze reden kunnen grote afwijkingen van de idealiteit worden waargenomen, zelfs wanneer de soorten zich in zeer verdunde oplossingen bevinden. Ionische oplossingen zijn elektrisch neutraal, maar omdat ionen met tegengestelde ladingen elkaar aantrekken, heeft de onmiddellijke omgeving van een bepaald ion een overmaat aan tegenionen. Daarom wordt een ionische omgeving rond het ion gevormd. Dientengevolge vermindert de chemische potentiaal van elk ion ten gevolge van de interactie van het ion met zijn ionische omgeving. Dit verlagend effect is te wijten aan het verschil tussen de molaire Gibbs-energie (Gm) en de ideale waarde (Gmideal) van de oplossing, en kan derhalve worden geïdentificeerd met RT ln γ±, waarbij R, T en γ±, respectievelijk de gasconstante, de temperatuur en de gemiddelde ionische activiteitscoëfficiënt zijn.1
Volgens het door Debye-Hückel ontwikkelde model houdt γ± verband met de gemiddelde interactie van het kation en het anion met hun respectieve ionische omgeving. Bij 25 ºC en in een zeer verdunde oplossing kan de waarde van γ± worden geschat met behulp van de beperkende wet van Debye-Hückel (vergelijking 1):2
waarbij i de ionlading is en I de ionensterkte, gedefinieerd door vergelijking 2:
waarbij mi de molaliteit van het ion i is en mº wordt gedefinieerd door mº ≡ 1 mol kg-1.
Vergelijking 1 wordt de beperkende wet genoemd, omdat deze slechts geldig is in de limiet van oneindige verdunning (d.w.z. ionische oplossingen met een zeer lage molaliteit). Vergelijking 1 kan worden gebruikt om te simuleren hoe γ± varieert met de ionensterkte en de elektrische lading van de ionen, zoals weergegeven in figuur 1.
Opgemerkt kan worden dat in alle gevallen log γ± < 0 en derhalve de waarden van γ± altijd kleiner zullen zijn dan 1. Verder wordt opgemerkt dat de helling van de lijnen, volgens het model, evenredig is met het product van de lading (z+|z-|) van de ionen waaruit de elektrolyt is opgebouwd. Aldus wordt verwacht dat voor dezelfde ionensterkte de waarde van γ± altijd hoger zal zijn voor NaCl-oplossing dan voor Na2SO4.
Het doel van dit artikel is een visuele demonstratie te geven van de beperkende wet, die gemakkelijk in een klaslokaal kan worden uitgevoerd. Het is gebaseerd op de kleurverandering van een broomkresolgroen (BCG) oplossing. Onlangs hebben de auteur van dit artikel e.a.,3 aangetoond dat de kleur van een waterige BCG-oplossing kan veranderen (van roodachtig naar blauw) door eenvoudig water toe te voegen. Dit intrigerende en, in principe, onverwachte verschijnsel is met succes gebruikt in een experiment dat is ontwikkeld in de laboratoriumcursus fysische chemie voor studenten scheikunde aan IQ-UNICAMP. Het effect van ionen ter illustratie van de beperkende wet van Debye-Hückel vult het experiment aan.
Suggestie VAN DE EXPERIMENTEELPROCEDURE TE GEBRUIKEN IN DE KLAS
De demonstratie van het ionensterkte-effect kan gemakkelijk in de klas worden uitgevoerd. In de volgende tekst geven wij een experimentele beschrijving die een uitstekend visueel resultaat oplevert (vergelijkbaar met de foto in figuur 2).
Een voorraadoplossing van 1 x 10-3 mol L-1 van BCG wordt bereid door ≈ 70 mg vast BCG (M = 698,02 g mol-1) in een maatkolf van 100 ml op te lossen met ethanol, aangezien BCG slecht oplosbaar is in zuiver water. Om het oplossen te versnellen moet de oplossing gedurende 5-10 minuten worden gesoneerd (Thorton T-14 bij 40 kHz en 50 W). Vervolgens wordt een aliquot van 6,3 mL stamoplossing in een maatkolf van 500 mL met water tot de 500 mL-markering verdund, waardoor een waterige BCG-oplossing van 1,3 x 10-5 mol L-1 wordt verkregen. Bij deze concentratie zijn beide BCG-soorten in representatieve hoeveelheden aanwezig, zodat een goede verandering van kleur door toevoeging van de elektrolyt mogelijk is. Vervolgens wordt 100 mL waterige BCG-oplossing overgebracht in drie afzonderlijke glazen flacons en op het moment van de demonstratie worden vaste elektrolyten toegevoegd, 0,58 g NaCl in één flacon en 0,57 g Na2SO4 in een andere flacon. De mengsels worden vervolgens geschud totdat de vaste stoffen volledig zijn opgelost. Door toevoeging van de elektrolyten in de aangegeven verhouding verkrijgt men oplossingen met dezelfde ionische sterkte (I = 0,1 mol L-1).
PRINCIPES EN DISCUSSIE
Figuur 2 toont een foto van de drie glazen flacons met waterige BCG-oplossingen in dezelfde concentratie, en twee daarvan met NaCl en Na2SO4 om dezelfde ionensterkte, I = 0,1 mol L-1, op te wekken. De kleurveranderingen zijn duidelijk waarneembaar. Toevoeging van elektrolyt veroorzaakt een kleurverandering naar blauw. Verrassend genoeg is dit effect intenser voor Na2SO4.
Om de kleurverandering van de oplossingen te verklaren, moet eerst worden bedacht dat BCG een zuur-base-indicator is, waarin de geprotoneerde (BCG-H) en niet-geprotoneerde (BCG-) species onderling kunnen convergeren volgens de chemische vergelijking (figuur 3):
De groene kleur van de waterige BCG-oplossing is het gevolg van het feit dat beide soorten in zodanige hoeveelheden aanwezig zijn dat de waargenomen kleur wordt verkregen door de combinatie van de kleuren geel en blauw. Hieruit kan worden afgeleid dat door de toevoeging van elektrolyten het evenwicht verschuift naar de gedissocieerde soort (BCG-). Het is ook opmerkelijk dat, hoewel de twee elektrolytenoplossingen dezelfde ionensterkte hebben, het BCG-evenwicht sterker verschuift in de richting van Na2SO4. Het is duidelijk dat voor deze vergelijking de pH dicht bij elkaar moet liggen. De pH van de BCG-oplossingen werd gemeten en de waarden waren praktisch gelijk, namelijk 5,2.
De evenwichtsverschuiving kan worden waargenomen in de elektronische absorptiespectra zoals weergegeven in figuur 4 (verkregen met een Shimadzu UV-Vis, spectrofotometer).
Zoals kan worden waargenomen, wordt de interconversie goed gekarakteriseerd door de afgenomen intensiteit van de band bij ongeveer 440 nm en de toegenomen band bij 620 nm. Het isosbeste punt, rond 520 nm, wijst duidelijk op de directe interconversie van de ene specie in de andere.
Studenten hebben een goede kennis van chemische evenwichtsverschuivingen, veroorzaakt door de toevoeging van een gemeenschappelijk ion. In het geval van BCG kan de evenwichtsverschuiving echter niet door dit effect worden verklaard. Er moet worden uitgegaan van het effect van de toenemende ionensterkte van de oplossing die leidt tot de stabilisatie van de ionische species (BCG- en H+). De evenwichtsconstante voor de reactie wordt geschreven volgens vergelijking 3:
waarbij a de activiteit is van de species die bij het evenwicht betrokken zijn.
Voor verdunde oplossingen kan de evenwichtsconstante worden benaderd volgens vergelijking 4:
De activiteitscoëfficiënt voor BCG-H is ≈ 1, omdat de concentratie betrekkelijk klein is en omdat het een neutraal molecuul is, wordt het niet sterk beïnvloed door de ionensterkte. We kunnen vergelijking 4 herschikken tot:
Volgens de beperkende wet van Debye-Hückel (figuur 1) is γ± kleiner dan 1 in verdunde oplossingen van elektrolyt. Uit vergelijking 5 blijkt dus dat de analytische concentraties van H+ en BCG-, en , groter moeten zijn wanneer de waarde van γ± ≈ 1, d.w.z. wanneer de ionensterkte naar nul neigt. Aldus wordt aangetoond dat de toename van de ionensterkte het chemisch evenwicht verschuift ten gevolge van de stabilisatie van de ionische species, waardoor het verschil in vrije energie (RT ln γ±) wordt verlaagd.
Het is duidelijk dat de relatieve verschuiving in het evenwicht van BCG-oplossingen die NaCl en Na2SO4 bevatten niet kan worden verklaard door verschillen in ionensterkte. Volgens de beperkende wet van Debye-Hückel is γ± echter evenredig met het ladingsproduct z+|z-| (Vergelijking 1). Vandaar dat in het geval van beide elektrolyten, ook al is de ionensterkte gelijk, de ladingsproducten zijn: 1 x 1 en 1 x 2, voor NaCl en Na2SO4, respectievelijk. Daarom is, zelfs bij dezelfde ionensterkte, het effect van het SO42- anion tweemaal zo groot als dat van de Cl- tegenhanger, en bijgevolg is de energiestabilisatie groter.
CONCLUSIE
Met behulp van een eenvoudig experiment is het mogelijk een visuele demonstratie uit te voeren van het effect van de ionensterkte op het chemisch elektrolyte-evenwicht. De duidelijke verandering van de kleur van de BCG-oplossing wordt in verband gebracht met de evenwichtsverschuiving van de indicator ten gevolge van de stabilisatie van de aanwezige ionische species. Bovendien wordt het belang van het product van ionische ladingen (z+|z-|) in de Debye-Hückel beperkende wet op een visuele en kleurrijke manier aangetoond.
ACKNOWLEDGMENTS
De auteurs danken Dr. C. A. Silva voor het voor het eerst aantonen van het effect van ionen op het evenwicht; R. Angarten voor het uitvoeren van enkele voorbereidende experimenten.
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: New York, 1983.
3. Silva, C. R.; Pereira, R. B.; Sabadini, E.; J. Chem. Educ. 2001,78, 939.