Determinazione della costante di dissociazione acida del 2-naftolo nello stato terrestre ed eccitato mediante applicazione del ciclo di Förster - Caroline Frank

Abstract

Le proprietà fisiche e chimiche delle molecole in funzione degli stati elettronici sono importanti per comprendere le reazioni chimiche. In questo esperimento, la spettroscopia elettronica è stata effettuata sul 2-naftolo e la sua base coniugata naftossia in soluzioni a pH variabile (2.00-11.80) per determinare la costante di dissociazione dell’acido nello stato di terra, pKa, e nello stato singoletto più basso eccitato, pKa*. La legge di Beer è stata usata per determinare l’assorbibilità molare del 2-naftolo e della sua base coniugata e poi applicata per determinare la concentrazione di acido libero e base coniugata nelle soluzioni tampone. Le concentrazioni sono state tracciate in funzione del pH, in un grafico di Henderson-Hasselbalch per determinare il pKa. Il ciclo di Förster è stato applicato, tenendo conto del cambiamento di entalpia e trascurando l’entropia. Gli spettri di assorbanza e fluorescenza delle soluzioni acide e basiche sono stati usati per determinare le energie 0-0, ṽ0-0. Le costanti di dissociazione degli acidi sono state determinate a 2,97 pKa* e 9,47 pKa. Il pKa e il pKa* corrispondevano bene ai valori della letteratura di 9,45 e 3,0 con una differenza dello 0,2 e 1,0%, rispettivamente. È stato determinato che il 2-naftolo è un acido più debole nello stato di terra che nello stato eccitato a causa del pKa > pKa*.

Introduzione

La struttura elettronica di una molecola determina le sue proprietà fisiche e chimiche. L’assorbimento di un fotone con energia pari alla differenza dei livelli quantici porta all’eccitazione di un elettrone dalla terra al primo stato eccitato singoletto, S0 -> S1. Il cambiamento nella distribuzione degli elettroni può portare a reazioni chimiche mentre si trova nello stato eccitato. Lo stato eccitato ha una vita relativamente breve, con una durata da 10-6 a 10-11 secondi, quindi misurare le proprietà dello stato eccitato è difficile. Il decadimento dallo stato eccitato può avvenire attraverso processi radiativi, espulsione di un fotone, o non radiativi, trasferimento di energia. Il processo radiativo della fluorescenza, S1->S0, è un metodo efficace per misurare le proprietà degli stati eccitati.

In questo esperimento consideriamo l’interazione di un fluoroforo, 2-naftolo, con il suo ambiente circostante e determiniamo la sua costante di dissociazione acida nello stato di terra e nel primo stato eccitato singoletto. Il 2-naftolo può essere un acido o una base in soluzione acquosa,

La dissociazione del 2-naftolo varia secondo lo stato elettronico della molecola.

Figura 1. Diagramma schematico degli stati S0 e S1 del 2-naftolo e della sua base coniugata

L’energia di deprotonazione, , cambia a seconda che la molecola sia nello stato di terra o eccitato. L’energia libera di deprotonazione di ArOH può essere espressa in termini di entalpia ed entropia,

per gli stati S0 e S1, rispettivamente. Nei solventi puri gli effetti dell’eccitazione sull’entropia sono piccoli poiché il numero di microstati non varia. Si può assumere che sia lo stesso nello stato di terra e in quello eccitato.

Il pKa può essere determinato trovando la concentrazione dell’acido libero e della base coniugata in soluzioni a pH variabile applicando la legge di Beer. Un grafico di Henderson-Hasselbalch viene poi applicato per determinare il pKa. Il ciclo di Förster può essere usato per determinare il pKa* trovando il gap energetico tra lo stato di terra e il primo stato eccitato singoletto,

Il gap energetico può essere determinato dalla spettroscopia UV-Vis e di fluorescenza. Come detto prima, solo i fotoni con energia uguale al gap energetico tra i livelli quantici possono essere assorbiti. Parte dell’energia assorbita viene persa a causa del rilassamento vibrazionale. Quando il fotone viene rilasciato nuovamente attraverso la fluorescenza ad una specifica lunghezza d’onda, la lunghezza d’onda corrisponde al gap energetico dello stato S1->S0. Per questo motivo una sovrapposizione degli spettri di fluorescenza e di assorbanza della soluzione acida e basica permette di determinare le energie 0-0 dove gli spettri di ArOH e ArO- si intersecano. Le energie 0-0 possono quindi essere utilizzate per determinare

Sperimentale

Tabella 1. Reagenti usati in questo esperimento

Reagente	Formula chimica	Peso molecolare	CAS	Concentrazione della soluzione stock (M)
Cloruro di ammonio	NH4Cl	53.49	12125-02-9	0.1
Idrossido di ammonio	NH4OH	35.04	1336-21-6	0.1
Idrossido di sodio	NaOH	40.00	1310-73-2	0.02
Acido cloridrico	HCl	36.46	7647-01-0	0.02
2-Naftolo		144.17	135-19-3	4.16 x 10-4

Tre soluzioni tampone sono state preparate da soluzioni stock, Tabella 1, in matracci tarati da 100 mL, Tabella 2. Per determinare il pKa sono state preparate cinque soluzioni di 2-naftolo. Le prime due soluzioni sono state fatte per contenere prevalentemente l’acido libero o la base coniugata del 2-naftolo regolando il pH a 2 utilizzando HCl e 11,8 con NaOH. Tre soluzioni sono state fatte con pH intermedio usando una soluzione tampone (NH4OH/NH4CL). Uno spettrofotometro UV-Vis Jasco-530 è stato utilizzato per ottenere i dati di assorbanza e un fluorimetro Photon Technology International è stato utilizzato con il programma informatico del modulo di analisi FeliX32 per le misure di fluorescenza. La lunghezza d’onda di eccitazione ottimale è stata determinata a 320 nm e le scansioni di emissione sono state ottenute da 330 a 500 nm. La gamma di scansioni di assorbimento era compresa tra 300 e 380 nm.

Tabella 2. Concentrazione di cloruro di ammonio, idrossido di ammonio e acqua usati per fare le soluzioni tampone.

	Buffer 1 NH4OH/NH4CL	Buffer 2 NH4OH/NH4CL	Buffer 3 NH4OH/NH4CL
0.1 M NH4Cl	20 mL	10 mL	10 mL
0.1 M NH4OH	10 mL	10 mL	20 mL
Acqua deionizzata	70 mL	80 mL	70 mL
Volume totale della soluzione	100 mL	100 mL	100 mL

Tabella 3. La concentrazione di ogni reagente usato per fare le cinque soluzioni analizzate.

	Soluzione 1	Soluzione 2	Soluzione 3	Soluzione 4	Soluzione 5
4.0 x 10 -4 M ArOH	5 mL	5 mL	5 mL	5 mL	5 mL
0.02 M HCl	20 mL	–	–	–	–
0.02 M NaOH	–	20 mL	–	–	–
2:1 NH4OH/NH4Cl	–	–	20 mL	–	–
1:1 NH4OH/NH4Cl	–	–	–	20 mL	–
1:2 NH4OH/NH4Cl	–	–	–	–	20 mL
Volume totale	25 mL	25 mL	25 mL	25 mL	25 mL

Risultati

Sono stati ottenuti spettri di assorbanza e fluorescenza del 2-naftolo in soluzioni a pH variabile (2.0-11.8) e utilizzati per trovare il di assorbanza ed emissione. È stato necessario correggere gli spettri di fluorescenza a causa della risposta non ideale dello strumento. La legge di Beer è stata utilizzata per determinare l’assorbenza molare del 2-naftolo nella soluzione acida e in quella basica. L’assorbibilità molare è stata poi utilizzata per determinare la concentrazione di ArOH e ArO- nella soluzione tamponata. La concentrazione potrebbe essere usata in un grafico di Henderson-Hasselbalch per determinare il pKa. Il pKa* è stato determinato applicando il ciclo di Förster.

Lo spettro di assorbanza in Figura 2 mostra le caratteristiche di una reazione allo stato eccitato. Il punto isosbico a 326 nm indica un sistema chiuso. Lo spettro di fluorescenza del 2-naftolo in varie soluzioni acide, basiche e tampone è osservato nella Figura 3. La lunghezza d’onda di fluorescenza del 2-naftolo protonato è stata determinata a 356 nm dalla soluzione 1, 2-naftolo con HCl ad un pH di 2. La lunghezza d’onda di fluorescenza del 2-naftolo deprotonato è stata determinata a 416 nm dallo spettro della soluzione 2 contenente NaOH con un pH di 11,8. Le soluzioni tamponate 3-5 hanno mostrato sia l’assorbimento dell’acido libero che della base coniugata.

Dalla soluzione 1, è stato determinato a 527 cm-1 M-1 e è stato determinato a 1057 dall’Eq. 6. Le assorbanze molari sono state utilizzate per determinare la concentrazione di ogni specie di 2-naftolo nelle soluzioni tampone. Il pH è stato graficato in funzione del log delle concentrazioni per fare un grafico di Henderson-Hasselbalch.

Soluzione			Log(/)	pH
1	8.00 x 10-5	0	–
2	0	8.00 x 10-5	–
3	2.64 x 10-4	1.52 x 10-4
4	3.19 x 10-4	9.66 x 10-5
5	3.62 x 10-4	5.42 x 10-5

Tabella 5. I risultati dei minimi quadrati della figura 4

LINEST
m			b
Sm			Sb
R2			Sy

La pKa è stata determinata dalla y-del diagramma di Henderson-Hasselbalch per essere 9.47.

Le energie 0-0 sono state determinate da una sovrapposizione degli spettri di fluorescenza e assorbanza delle soluzioni acide e basiche, figure 6 e 7, rispettivamente. È stato determinato che l’energia 0-0 per la soluzione acida 1 era 333 nm e 371 nm per la soluzione basica 2 che sono stati convertiti in wavenumbers di 30030 e 26954 cm-1, rispettivamente. La differenza di energia spettroscopica, , è stata determinata dalle energie 0-0 per essere 3076 cm-1. Usando l’equazione 4, è stato determinato che il pKa* era 2,97, Tabella 6.

Tabella 6. Il pKa e il pKa* trovati da questo esperimento confrontati con i valori della letteratura con la differenza percentuale calcolata.

Analyte	Sperimentale	Letteratura2	Differenza percentuale
pKa			0.2%
pKa*			1.0%

Discussione

Nelle soluzioni tampone si osserva emissione da entrambe le specie. A pH inferiore a 3 la reazione è reversibile ma a pH superiore a 6 la reazione diventa irreversibile, Figura 2. Dallo spettro di fluorescenza Figura 3, si osserva che in soluzione acida l’emissione proviene dal 2-naftolo con un’emissione di 356 nm e in soluzione basica l’emissione avviene dall’anione naftolato a 416 nm. Dalla figura 6 e 7, si osserva uno spostamento di Stokes in cui la fluorescenza si verifica ad una lunghezza d’onda inferiore rispetto all’assorbimento. Ciò si verifica a causa della perdita di energia attraverso il rilassamento vibrazionale e il riarrangiamento della molecola. Lo spettro di fluorescenza sembra essere un’immagine speculare dello spettro di assorbimento che è dovuto alla stessa transizione elettronica coinvolta S0 e S1 sia nell’assorbimento che nell’emissione.

Da questo esperimento è stato determinato che il pKa dello stato fondamentale del 2-naftolo è 9,47. Il pKa* del più basso stato eccitato del 2-naftolo è stato determinato essere 2,97. Entrambi questi valori corrispondono ai valori della letteratura di 9,45 e 2,97 per pKa e pKa* con lo 0,2 e 1,0% di differenza, rispettivamente. Il confronto dei due valori di pKa mostra che il 2-naftolo è un acido più forte nello stato eccitato. Ciò è dovuto al fatto che lo stato eccitato singoletto degenerato ha un asse lungo meno polare e una natura più diffusa. La deprotonazione avviene più facilmente nello stato eccitato perché gli elettroni sul gruppo idrossile sono spostati nell’anello aromatico rendendo il gruppo idrossile più acido. La densità di elettroni aumenta intorno all’atomo di ossigeno perché è più elettronegativo dell’idrogeno, tirando gli elettroni condivisi più vicino all’ossigeno.

Il Ka è calcolato dall’equazione, . È stato determinato che Ka è 3,55 x 10-10 e Ka* è 1,07 x 10-3. Dalla figura 1 si vede che all’aumentare di Ka aumenta la variazione di entalpia del sistema, quindi è molto più grande di . Le entropie del sistema, come detto nell’introduzione, possono essere assunte uguali a causa del fatto che il solvente è puro. Questo si traduce nel fatto che sia lo stato fondamentale che il livello energetico eccitato più basso hanno gli stessi microstati. Se la molecola reagisse in qualche modo con il solvente, allora dovrebbe essere presa in considerazione.

Molecole con un comportamento simile al 2-naftolo sono l’acido 2-naftoico, l’acridina e il chinolone. Le reazioni protolitiche in acqua sono,

Figura 8. Le reazioni protolitiche per a. acido 2-naftoico b. acridina c. chinolina in soluzione acquosa.

Applicando i risultati di questo esperimento all’acido 2-naftoico, all’acridina e al chinolone, si può concludere che pKa*>pKa per tutte le molecole. L’acido 2-naftoico ha un gruppo acido carbossilico che è un accettore di elettroni. Queste molecole hanno orbitali π liberi in cui gli elettroni possono essere trasferiti nello stato eccitato, aumentando la densità di elettroni e provocando una dissociazione più debole. L’acridina e il chinolone hanno entrambi un gruppo amminico donatore di elettroni. Quando i donatori di elettroni hanno una coppia solitaria di elettroni in un sistema ad anello aromatico tendono a diventare più coniugati nello stato eccitato.

La differenza tra il valore sperimentale e quello della letteratura era minima. La varianza potrebbe essere stata causata da una temperatura incoerente durante le prove di questo esperimento. Secondo l’equazione di Van’t Hoff, tutte le costanti di equilibrio variano con la temperatura. La temperatura delle soluzioni non è stata tenuta ad una temperatura costante. Il ciclo di Förster non è inoltre affidabile nello stimare il valore preciso di pKa*, ma è piuttosto efficace nel determinare la direzione del cambiamento nella pKa.

Conclusione

Sono stati usati il UV-Vis e la spettroscopia di fluorescenza per determinare la costante di dissociazione acida del 2-naftolo nello stato di terra e nel più basso stato eccitato del singoletto applicando il ciclo di Förster. Il pKa del 2-naftolo nello stato di terra era 9,47 rispetto al pKa* del singoletto eccitato più basso di 2,97. Sia le costanti di dissociazione acida dello stato di terra che quelle dello stato eccitato erano correlate con i valori della letteratura con una differenza dello 0,2 e dell’1,0%, rispettivamente. Dalle costanti di dissociazione dell’acido è stato determinato che il 2-naftolo è un acido più forte nello stato eccitato. Questa informazione può essere usata nelle reazioni che richiedono il 2-naftolo deprotonato in una soluzione relativamente acida. Il pKa determinato in questo esperimento può ora essere usato in ulteriori studi sul 2-naftolo e sulle costanti di velocità di deprotonazione e protonazione nello stato di terra ed eccitato.

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Lakowics, J. R., Principles of Fluorescence Spectroscopy; Kluwer: New York, 1999.

Calcoli

La concentrazione delle soluzioni originali