EDUCAȚIA
Demonstrația vizuală a efectului de forță ionică în clasă. Legea limită Debye-Hückel
Edvaldo Sabadini*; Larissa Vieira Cavalcanti Carvalho
Departamento de Fizico-Química, Instituto de Química, Universidade Estadual de Campinas, CP 6154, 13084-862 Campinas – SP, Brasil
ABSTRACT
Efectele forței ionice asupra ionilor din soluțiile apoase sunt destul de relevante, în special pentru sistemele biochimice, în care sunt implicate proteine și aminoacizi. Predarea acestui subiect și, mai precis, a legii limită Debye-Hückel, este centrală în cursurile de licență de chimie. În această lucrare, prezentăm o descriere a unei proceduri experimentale bazate pe schimbarea de culoare a soluțiilor apoase de verde de bromocresol (BCG), determinată de adăugarea de electrolit. Contribuția produsului de sarcină (z+|z-|) la legea limită Debye-Hückel este demonstrată atunci când sunt comparate efectele NaCl și Na2SO4 asupra culorii soluțiilor de BCG.
Cuvinte cheie: schimbarea culorii; efectul puterii ionice; vizualizarea legii Debye-Hückel.
INTRODUCERE
Există numeroase sisteme chimice care implică electroliți și, prin urmare, depind de puterea ionică a mediului. Este posibil să se evidențieze aceste sisteme biochimice, care implică electroliți, cum ar fi proteinele și aminoacizii. Pentru astfel de sisteme, controlul puterii ionice este esențial, deoarece interacțiunile electrostatice sunt cele mai intense interacțiuni dintre speciile chimice. Din acest motiv, se pot observa abateri mari de la idealitate chiar și atunci când speciile se află în soluții foarte diluate. Soluțiile ionice sunt neutre din punct de vedere electric, dar, deoarece ionii cu sarcini opuse se atrag reciproc, în imediata vecinătate a unui anumit ion există un exces de contra-ioni. Prin urmare, în jurul ionului se formează un înconjur ionic. Ca urmare, potențialul chimic al oricărui ion scade datorită interacțiunii ionului cu mediul înconjurător ionic. Acest efect de scădere se datorează diferenței dintre energia Gibbs molară (Gm) și valoarea ideală (Gmideală) a soluției și, prin urmare, poate fi identificat cu RT ln γ±, unde R, T și γ±, sunt constanta gazelor, temperatura și, respectiv, coeficientul mediu de activitate ionică.1
Potrivit modelului dezvoltat de Debye-Hückel, γ± este legat de interacțiunea medie a cationului și anionului cu mediul lor ionic respectiv. La 25 ºC și într-o soluție foarte diluată, valoarea lui γ± poate fi estimată folosind legea limită Debye-Hückel (Ecuația 1):2
unde i este sarcina ionului și I este forța ionică definită prin Ecuația 2:
unde mi este molalitatea ionului i și mº este definit de mº ≡ 1 mol kg-1.
Ecuația 1 se numește lege limită, deoarece este valabilă numai în limita diluției infinite (adică soluții ionice de molalitate foarte mică). Ecuația 1 poate fi utilizată pentru a simula modul în care γ± variază în funcție de puterea ionică și de sarcina electrică a ionilor, așa cum se arată în figura 1.
Se poate observa că în toate cazurile log γ± < 0 și, prin urmare, valorile lui γ±va fi întotdeauna mai mici decât 1. Se observă, de asemenea, că panta dreptelor, conform modelului, este proporțională cu produsul dintre sarcinile (z+|z-|) ionilor care compun electrolitul. Astfel, este de așteptat ca, pentru aceeași tărie ionică, valoarea lui γ± să fie întotdeauna mai mare pentru soluția de NaCl decât pentru Na2SO4.
Scopul acestui articol este de a prezenta o demonstrație vizuală a legii limitative, care poate fi executată cu ușurință într-o sală de clasă. Ea se bazează pe schimbarea de culoare a unei soluții de verde de bromocresol (BCG). Recent, un autor al acestui articol și colab.,3 au demonstrat că culoarea unei soluții apoase de BCG se poate schimba (de la roșiatică la albastră) prin simpla adăugare de apă. Acest fenomen intrigant și, în principiu, neașteptat, a fost utilizat cu succes într-un experiment dezvoltat în cadrul cursului de laborator de chimie fizică de licență pentru studenții de la IQ-UNICAMP. Efectul ionilor pentru ilustrarea legii limitative Debye-Hückel completează experimentul.
SUGGESTIUNI PRIVIND PROCEDURA EXPERIMENTALĂ DE FOLOSIT LA CLASA
Demonstrația efectului de forță ionică poate fi ușor de realizat la clasă. În textul care urmează, prezentăm o descriere experimentală care produce un rezultat vizual excelent (similar cu fotografia prezentată în figura 2).
Se prepară o soluție stoc de 1 x 10-3 mol L-1 de BCG prin dizolvarea a ≈ 70 mg de BCG solid (M = 698,02 g mol-1) într-un balon cotat de 100 mL cu etanol, deoarece BCG are o solubilitate scăzută în apă pură. Pentru a accelera dizolvarea, soluția trebuie sonicată timp de 5 până la 10 minute (Thorton T-14 la 40 kHz și 50 W). Ulterior, o parte aliquotă de 6,3 ml de soluție stoc se diluează într-un balon cotat de 500 ml cu apă până la marca de 500 ml, obținându-se o soluție apoasă de BCG de 1,3 x 10-5 mol L-1 . La această concentrație, ambele specii de BCG sunt prezente în cantități reprezentative, permițând o bună modificare a culorii prin adăugarea de electrolit. În continuare, se transferă 100 ml de soluție apoasă de BCG în trei flacoane de sticlă separate și, în momentul demonstrației, se adaugă electroliți solizi, 0,58 g de NaCl într-un flacon și 0,57 g de Na2SO4 în alt flacon. Amestecurile sunt apoi agitate până la dizolvarea completă a substanțelor solide. Adăugarea electroliților în raportul indicat produce soluții cu aceeași tărie ionică (I = 0,1 mol L-1).
PRINCIPII ȘI DISCUȚII
Figura 2 prezintă o fotografie a celor trei flacoane de sticlă care conțin soluții apoase de BCG la aceeași concentrație, iar două dintre ele conțin NaCl și Na2SO4 pentru a genera aceeași forță ionică, I = 0,1 mol L-1. Se observă clar schimbările de culoare. Adăugarea de electrolit induce o schimbare de culoare în albastru. În mod surprinzător, acest efect este mai intens pentru Na2SO4.
Pentru a explica schimbarea de culoare a soluțiilor, trebuie avut în vedere mai întâi faptul că BCG este un indicator acido-bazic, în care speciile protonate (BCG-H) și neprotonate (BCG-) se pot interconverti una în alta conform ecuației chimice (figura 3):
Culoarea verde prezentată de soluția apoasă de BCG se datorează faptului că ambele specii sunt prezente în asemenea cantități încât culoarea observată este produsă din combinarea culorilor galben și albastru. Prin urmare, se poate deduce că adăugarea de electroliți deplasează echilibrul spre specia disociată (BCG-). De asemenea, este demn de remarcat faptul că, deși cele două soluții de electroliți prezintă aceeași forță ionică, echilibrul BCG se deplasează mai intens către Na2SO4. Evident, pentru această comparație, este necesar ca pH-ul să fie apropiat. pH-ul soluțiilor de BCG au fost măsurate și valorile au fost practic aceleași, la 5,2.
Dezechilibrarea echilibrului poate fi observată în spectrele de absorbție electronică, așa cum se arată în figura 4 (obținute pe un spectrofotometru Shimadzu UV-Vis, spectrofotometru).
După cum se poate observa, interconversia este bine caracterizată de scăderea intensității benzii de la aproximativ 440 nm și de creșterea benzii de la 620 nm. Punctul izosbestic, în jurul valorii de 520 nm, indică în mod clar interconversia directă a unei specii în cealaltă.
Studenții au cunoștințe bune despre deplasările de echilibru chimic, cauzate de adăugarea unui ion comun. Cu toate acestea, în cazul BCG, deplasarea de echilibru nu poate fi explicată prin acest efect. Abordarea ar trebui să implice efectul creșterii puterii ionice a soluției care duce la stabilizarea speciilor ionice (BCG- și H+). Constanta de echilibru pentru reacție se scrie conform ecuației 3:
unde a este activitatea speciei implicate în echilibru.
Pentru soluțiile diluate, constanta de echilibru poate fi aproximată așa cum se arată în Ecuația 4:
Corectul de activitate pentru BCG-H este ≈ 1, deoarece concentrația sa este relativ mică și, deoarece este o moleculă neutră, nu este foarte influențată de forța ionică. Putem rearanja ecuația 4 astfel:
Conform legii limitative Debye-Hückel (figura 1), γ± este mai mic de 1 în soluții diluate de electrolit. Astfel, din ecuația 5 observăm că concentrațiile analitice de H+ și BCG-, și , ar trebui să fie mai mari atunci când valoarea lui γ± ≈ 1, adică atunci când forța ionică tinde spre zero. Astfel, se demonstrează că creșterea tăriei ionice deplasează echilibrul chimic datorită stabilizării speciilor ionice, scăzând diferența de energie liberă (RT ln γ±).
Este clar că deplasarea relativă a echilibrului soluțiilor de BCG care conțin NaCl și Na2SO4 nu poate fi explicată prin diferențele de tărie ionică. Cu toate acestea, în conformitate cu legea limită Debye-Hückel, γ± este proporțional cu produsul de sarcină z+|z-| (ecuația 1). Prin urmare, în cazul ambilor electroliți, chiar dacă tăria ionică este aceeași, produsele de sarcină sunt: 1 x 1 și 1 x 2, pentru NaCl și, respectiv, Na2SO4. Prin urmare, chiar și la aceeași tărie ionică, efectul anionului SO42- este de două ori mai mare decât cel al omologului Cl- și, în consecință, stabilizarea energetică este mai mare.
CONCLUZIE
Prin intermediul unui experiment simplu, este posibilă realizarea unei demonstrații vizuale a efectului tăriei ionice asupra echilibrului chimic al electroliților. Schimbarea clară a culorii soluției de BCG este asociată cu deplasarea de echilibru a indicatorului datorată stabilizării speciilor ionice prezente. Mai mult, importanța produsului sarcinilor ionice (z+|z-|) în legea limită Debye-Hückel este demonstrată într-un mod vizual și colorat.
RECOMANDĂRI
Autorii mulțumesc Dr. C. A. Silva pentru că a demonstrat pentru prima dată efectul ionilor asupra echilibrului; R. Angarten pentru că a realizat câteva experimente preliminare.
1. Atkins, P. W.; Physical Chemistry, ed. a 7-a, Oxford University Press: Oxford, 1998.
2. Levine, I. N.; Physical Chemistry, 2nd ed., McGraw-Hill Book Company: New York, 1983.
3. Silva, C. R.; Silva, C. R.; Pereira, R. B.; Sabadini, E.; J. Chem. Educ. 2001,78, 939.