Investigación de mecanismos de reacción en química orgánica 8429175156, 9788429175158

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Investigación de mecanismos de reacción en Química Orgánica Peter Sykes

Investigación de mecanismos de reacción en Química Orgánica

Investigación de mecanismos de reacción en Química Orgánica Peter Sykes, M. Sc., Ph. D., F. R. I. C. Fellow of Christ’s College, Cammbridge

Barcelona · Bogotá · Buenos Aires · Caracas · México

Título de la obra original:

The search for organic reaction pathways Edición original en lengua inglesa publicada por:

Longman Group Limited, London Copyright © by Longman Group Limited Versión española por:

Dr.Juan Bosch Cartes Dra. Carmen Galvez Iniesta Departamento de Química Orgánica. Facultad de Química de la Universidad de Barcelona. Revisada por:

Dr. Ricardo Granados Jarque Catedrático de Química Orgánica de la Facultad de Química de la Universidad de Barcelona. Edición en papel: ISBN 978-84-291-7515-8 Edición e-book (PDF): ISBN 978-84-291-9554-5

Propiedad de: EDITORIAL REVERTÉ, S. A. Loreto, 13-15, Local B 08029 Barcelona Tel: (34) 93 419 33 36 [email protected] www.reverte.com Reservados todos los derechos. La reproducción total o parcial de esta obra, por cualquier medio o procedimiento, comprendidos la reprografía y el tratamiento informático, y la distribución de ejemplares de ella mediante alquiler o préstamo públicos, queda rigurosamente prohibida sin la autorización escrita de los titulares del copyright, bajo las sanciones establecidas por las leyes. Edición en español

© EDITORIAL REVERTÉ, S. A., 1985

A The Chemistry Faculty The College of William and Mary

Con afecto y respeto

V

lndice analítico Página

Prólogo, por el profesor Sir Ronald Nyholm, F.R.S. Prefacio 1. Los datos cinéticos y su interpretación 2. Empleo de isótopos. Usos cinéticos y no cinéticos 3. Estudio de los intermedios de reacción 4. Criterios estereoquímicos 5. Correlaciones estructura/reactividad 6. Otros ejemplos 1ndice alfabético

VII

IX XI 1

38 71 114 169 198 233

Prólogo

Se ha dicho que en la vida nada es permanente excepto el cambio. Nunca ha sido tan evidente esta expresión como en la química de nuestros días. El estudiante se enfrenta en la actualidad con un conjunto de hechos que crece rápidamente y una continuada revisión de las teorías que se han desarrollado para correlacionar y explicar estos hechos, y se pregunta, con razón, cuántos de entre ellos debería tratar de recordar y cuál es su importancia para la comprensión de la materia. A menos que los hechos y los teorías se expresen de forina que exciten su imaginación y su deseo de aprender más sobre el tema, su interés por la química se desvanecerá rápidamente. Este libro del Dr. Peter Sykes se propone estimular y mantener el interés por los mecanismos de las reacciones orgánicas mostrando cómo pueden utilizarse los datas experimentales para hallar cómo tienen lugar las reacciones orgánicas. Como investigador origino} y profesor de primera fila, parte de los hechos y de los principios fundamentales necesarios para interpretarlos, evitando la proporción excesiva de teoría matemática, tan estimada por aquellos autores que desean impresionar a sus colegas académicos pera que con frecuencia desilusionan a los estudiantes que han de utilizar el libro. Se dirige al estudiante hacia la compren· sión de los mecanismos posibles que pueden deducirse de los datos, con freeuentes advertencias contra los intentos de deducir demasiado. Ese libro es el delicado ejemplo de un buen profesor en acción. Y al decir un buen profesor, quiero decir una persona que conoce bien su materia, la comprende y sabe lo que debe enseñar e incluso lo que es más importante, lo que no debe enseñar. El sistema adoptado anima al estudiante en el deseo de aprender, ya que cuando se valora un profesor debe tenerse en cuenta no tanto lo que enseñó, sino si enseñó a aprender. R. S. Londres, University College

IX

NYHOLM

Prefacio El pretexto inicial para este libro proviene de una conferencia en la reunión anual de la Asociación para la Educación Científica en Londres, en 1967. La conferencia se titulaba Descubrimiento de las reacciones orgánicas e intentaba describir las diferentes fuentes de l~ que pueden obtenerse los datos experimentales Msicos para los mecanismos de reacción y, una vez conseguidos, hallar el modo de reunirlos para darles significado en relación con los procesos moleculares. Algunos miembros de la reunión tuvieron la amabilidad de manifestar que lo expuesto constituía una síntesis estimulante e interesante pero que tenían dificultad en encontrar la información fundamental convenientemente reunida. Por consiguiente, parecía que un libro sencillo sobre la materia podría tener utilidad: este es un ensayo sobre tal libro. En ciertos aspectos este trabajo es un complemento de mi libro, Mecanismos de reacción en Química Orgánica (J.a ed., 1970); el último es esencialmente un libro didáctico en el que se intenta presentar los hechos y circunstancias básicos de los mecanismos químico orgánicos -el principal vocabulario sobre la materiaen un contexto lo más sencillo posible. Con este objetiv'O, no había realmente tiempo ni espacio para introducir en cualquier extensión la traducción de los datos experimentales originales en ideas mecanísticas terminadas. Por este motivo, la presente obra se refiere a este aspecto fundamental del problema. En lo que se refiere a la distribución de este libro, 1~ títulos de cada uno de los capítulos son virtualmente explicativos y espero que su contenido constituy,a un método útil y funcional de agrupar el material. No sólo parece lógico, sino inevitable, empezar con los datos cinéticos y su interpretación, puesto que este es el origen real de todas nuestras ideas sobre los mecanismos de reacción. Los capitulas siguientes están dispuestos de manera que al pasarlos puedan incrementarse gradualmente la complejidad relativa de los argumentos empleados y los casos que se .consideran. En el último capítulo se dan ejemplos un poco más avanzados y contrastados, cuyas técnicas y argumentos empleados previamente, se llevan un poco más hacia adelante o se reúnen pdrcialmente para dar información algo más detallada sobre el mecanismo supuesto para una reacción determinada. Habiéndolo dicho, quizá sea necesario resaltar que éste es esencialmente un libro sencillo: para leerlo se requiere poco más que las ideas elementales sobre química orgánica, aunque, por lo menos las últimas partes, requieren una lectura cuidadosa. XI

XII

Prólogo

Igual que con el libro de Mecanismos, estoy en deuda con muchas personas por sus ideas y sugerencias a través de los años; temo que el origen de no pocas. de ellas se haya olvi'dado. Más concretamente, estoy en deuda con Miss Janet Thompson y Miss Christine Hacker por convertir un laberíntico manuscrito en un ordenado escrito mecanografiado. Al Prof. Melvyn D. Schiavelli por la lectura del manuscrito original y hacer, en amenas conversaciones, numerosas y útiles sugerenciru·; al Prof. Sir Ronald Nyholm, F.R.S., un gran didáctico de la química por haber escrito amablemente la presentación; a mi hija He/en, por la lectura y corrección de pruebas; a mi esposa loyce, por la lectura del manuscrito final mecanografiado y las pruebas, por muchas sugerencias provechosas, por insistir en que escribiera lo que realmente quería decir y no vagamente, y por ser, en todo tiempo, una torre de fortaleza, soporte, ayuda y bienestar. Finalmente, estoy especialmente en deuda con el colegio de William y Mary, a través de mi viejo amigo el Prof. Sheppard Y. Tyree, Jr., Director del departamento de Química, por la invitación de pasar el año académico 1970-71 comq profesor de investigación visitante. Esto me liberaba de mis comisiones usuales para hacer posible la escritura de este libro; esto hizo posible también uno de los años más dichosos de mi vida. Williamsburg, Virginia Cambridge, Inglaterra

PETER SYKES

Nota adicional: En las últimas fases de la corrección de pruebas llegó la noticia de la trágica muerte de Sir Ronald Nyholm: un gran químico y un grandioso ser humano. Era siempre el mismo: eficiente, protector y siempre atento; estar en su compañía era siempre un tónico. Desgraciadamente no volveremos a verle.

Investigación de mecanismos de reacción en química orgánica

1

Los datos cinéticos y su interpretación

Estequiometria y velocidad de reacción, p. l. ¿En qué extensión y con qué rapidez?, p. 2: (a) Variación de la entalpía libre normal, AG•, p. 3. (b) Entalpla libre de activación, AG*, p. 4. Medidas cinéticas experimentales, p. 8. Relaciones velocidad/concemración, p. 11: (a) Reacciones de primer orden, p. 12. (b) Reacciones de segundo orden, p. 15. (e) Otros órdenes de reacción, p. 18. Constantes de velocidad y energía de activación, p. 20. Interpretación de las ecuaciones de velocidad en términos moleculares, p. 21: (a) Segundo orden, p. 22. (b) Primer orden, p. 23. (e) Orden y composición del estado de transición, p. 2!). (d) Términos de orden cero. Yodación de la acetona, p. 28. (e) órdenes no enteros, p. 29. (i) Pirólisis del acetaldehido, p. 29. (ii) Mecanismos competitivos, p. 30. (f) El medio y la naturaleza del estado de transición, p. 31. Reacciones reversibles, p. 32. Control cinético y termodinámico de los productos, p. 33. Bibliografía, p. 37.

ESTEQUIOMETRlA Y VELOCIDAD DE REACCióN

Una creencia errónea -dificil de vencer para un profano- es que la estequiometría de una reacción, determinada cuidadosamente, puede decirnos algo sobre la velocidad con que los reactivos se convierten en los productos finales en unas condiciones determinadas, o acerca del camino real por el que transcurre la transformación. La naturaleza errónea de esta creencia es particularmente dificil de aceptar para un caso sencillo como RBr+ 9 0 H - ROH + Br 9

del que instintivamente se piensa que la reacción transcurrirá en un sólo paso, mediante una colisión entre dos moléculas de los reactivos (reacción elemental) y con una velocidad proporcional a las concentraciones de RBr y 9 0H . Puede ;ser que esto sea lo que ocurra realmente (p. ej., Mei + 9Et0, véase p. 17), pero también puede ser que no sea asi (p. ej., Me3CO + H20:, véase p. 14), no estando justificado suponer una simple colisión de dos cuerpos en un único paso, basán1 SYKES-1

.2

Los datos cinéticos y su interpretaci6n

dose sólo en la estequiometría de la reacción. Esto se ve claro en la yodación de la acetona catalizada por ácido (1) (véase p. 28) CH3COCH3 + 12 ~ CH 3 COCH 2 1 + HEIIIe (1)

donde la velocidad de reacción resulta ser independiente de la concentración de yodo, a pesar de que éste aparezca en la ecuación y forme parte del producto final; por tanto, la yodación no puede transcurrir a través de una sola etapa en la que intervengan la acetona y el yodo. La falta de una relación precisa entre la estequiometria de una reacción y los choques moleculares reales a través de los que la misma transcurre se hace más comprensible ante un ejemplo tal como:

La idea de una colisión 2 + 10 + 16 = 28 cuerpos -como requiere un mecanismo de una sola etapa- es estadísticamente absurda, y el proceso global debe transcurrir inevitablemente a través de una serie de etapas sucesivas, es decir se trata de una reacción compleja. Desde un punto de vista estadístico, cada una de estas etapas sucesivas implica probablemente sólo un pequeño número de especies moleculares (iónicas o atómicas) -normalmente no más de dos- si bien en etapas posteriores algunas de estas especies reaccionantes pueden ser compuestos elaborados anteriormente, por ejemplo formas protonadas. Así pues, la velocidad del proceso global vendrá definida por las velocidades relativas de dichas etapas individuales, y es normal encontrar una de ellas marcadamente más lenta que las otras; tal etapa lenta constituye el «cuello de botella cinético», y pone un límite a la velocidad de la reacción global; por lo tanto se le denomina etapa determinante de la velocidad (véase p. 23). Resulta pues, evidente, que para establecer las relaciones entre las concentraciones de una, o de todas, las sustancias de partida (o de los productos) y la velocidad de reacción, no existe otra alternativa que realizar el experimento. ¿EN QUÉ EXTENSióN Y CON QUÉ RAPIDEZ? Se encueqtra, por otra parte, que no existe una conexión precisa entre la extensión de una reacción y su velocidad. Aunque en una reacción se encuentre una transformación del 100% de los reactivos en los productos finales, ello no garantiza que la conversión tenga lugar a una velocidad aceptable en condiciones fácilmente accesibles; evidentemente deben ser distintos los factores que determinen la extensión de uoo reacción y la rapidez con que ésta tendrá lugar. Esto puede observarse

Los datos cinéticos y su interpretación

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fácilmente, por ejemplo, en la oxidación de la celulosa en el aire (2), (C6H¡o0s). + 6n02--+- 6nC0 2 + SnH 2 0 (2)

donde, a pesar de que puede demostrarse que la reaccwn tiene lugar de una forma total, es posible, sin embargo, leer un periódico (en gran parte celulosa) en el aire -o incluso en oxigeno- durante mucho tiempo sin que se inflame o se descomponga gradualmente en productos gaseosos (C02 + H20). La velocidad de la reacción (¿con qué rapidez?) es en realidad muy lenta a temperatura ambiente a pesar de que se ha comprobado que el equilibrio (¿en qué extensión?) está totalmente desplazado hacia la derecha. a) Variación de la entalpía libre nonnal, AG 0

Se ha encontrado que el factor que determina la extensión en que se transformarán los reactivos en los productos finales es la diferencia de estabilidad existente entre ambos; cuanto más estables sean los productos en comparación con los reactivos, tanto más desplazada estará la reacción. Sin embargo, en este contexto, estabilidad indica más que una simple diferencia de energía como medida del calor de reacción (más exactamente entalpía), AH (expresado en - x kilojoules, o kilocalorías por mol, para una reacción exotérmica en la que se desprende calor; es decir, se ha perdido por los reactivos al convertirse en los productos) entre los productos y las sustancias de partida. Esto se refleja en el hecho de que las reacciones altamente exotérmicas (valores negativos grandes de AH) en las que los productos tienen un contenido calorífico (::::::nivel energético) considerablemente más bajo que los reactivos, no son necesariamente más completas que aquellas otras en las que AH tiene un valor negativo más pequefio, o incluso que las que poseen un valor positivo para AH (reacciones endotérmicas); no se ha .encontrado ninguna relación sencilla entre la constante de equilibrio K, y -AH (el calor desprendido), por lo que debe intervenir algún otro factor adicional. Que esto debe ser así es un corolario del segundo prim;ipio de Termodinámica que se refiere esencialmente a la probabilidad y a la inexorable tendencia de los sistemas ordenados a transformarse en desordenados: la medida del grado de desorden de un sistema viene dado por su entropía, S. Buscando su condición más estable, los sistemas tienden hacia un mínimo de energía (realmente entalpia, H) y a un máximo de entropía (desorden o expansión, S). Por consiguiente. una medida de su estabilidad relativa debe contener un compromiso satisfactorio entre H y S, que viene dado por la entalpta libre de Gibb, G, definida por G = H-TS

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Los datos cinéticos y su interpretación

donde T es la temperatura absoluta. Por lo tanto, el cambio de entalpía libre durante una reacción, a una temperatura determinada, viene dado por áG = áH-TáS

habiéndose encontrado que dicho cambio de entalpía libre, al pasar de los reactivos a los productos en condiciones normales (es decir, para 1 mol y a 1 atmósfera de presión), ~G 0 , está relacionado con Ja constante de equilibrio de Ja reacción, K, por la ecuación: - áG0 = 2,303 RT log 10 K

Cuanto mayor sea el despenso de entalpía libre al pasar de los reactivos a los productos, o sea, a mayor valor negativo de ~G 0 , mayor será el valor de K, y por lo tanto más se désplazará el equilibrio en favor de los productos. Así, para una reacción en la que no. hay variación de entalpía libre (~G = 0), K = 1, que corresponde a un 50 % de conversión de los reactivos en los productos. Un incremento positivo en lós valores de ~G 0 implica una rápida disminución de K hacia valores fraccionarios (la relación es logarítmica), lo que corresponde a una transformación muy pequeña en Jos productos, mientras que un incremento negativo en los valores de ~G 0 implica un rápido aumento de los valores de K. Así, a un ~G 0 de - 42kJ /mol le corresponde una constante de equilibrio de :::: 107, y la conversión prácticamente completa de los reactivos en los productos.

b) Entalpía libre de activación, ~G+ Pero, ¿cuál es el factor que determina la velocidad de una reacción teniendo en cuenta -:-eomo se ha demostrado- que no es ~G 0 ? Para una reacción elemental, el mecanismo en términos de entalpía libre, rara vez consiste en un simple descenso energético, ni aún en eJ caso de que posea un valor negativo grande de ~G 0 (Fig. 1.1): Si este diagrama representara el camino energético de la reacción, cabría esperar que cada colisión entre moléculas reaccionantes condujera a la formación de producto, mientras que de hecho puede demostrarse que en la mayoría de las reacciones el número de colisiones efectivas (es decir, que conducen a la formación de producto) es sólo una pequeña porción del total. Evidentemente se precisa algo más que un mero encuentro, ya que si no la colisión no seria más que un mero choque elástico. La necesidad de este requisito adicional puede deducirse de la conocida observación del aumento que experimentan las velocidades de las reacciones químicas con la temperatura, independientemente de si son exotérmicas o endotérmicas.

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Reactivos

Entalp!a libre

-AG"

Productos

Fíg. 1.1

Fracción de moléculas con energla 1/2 me'

Energía cinética traslacional (1/2 me') Fig. 1.2

El efecto más simple que un aumento de temperatura puede ejercer sobre las moléculas es incrementar su energía, en particular su energía cinética; las colisiones entre ellas se volverán entonces más violentas. Según la ley de distribución de Boltzmann, al aumentar la temperatura aumenta la fracción de moléculas que poseen un minimo de energía (E) suficientemente alto (Fig. 1.2 ).

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Los datos cinéticos y su interpretación

Si la condición necesaria para que un choque sea efectivo fuese el que las moléculas implicadas aportaran un mínimo de energía E, entonces sería comprensible el aumento de las velocidades de reacción con la temperatura porque la proporción de moléculas capaces de aportar conjuntamente no menos de este mínimo de energía, aumentará con la temperatura. El que se precise tal mínimo de energía es bastante lógico si recordamos que la característica esencial de la mayoria de las reacciones consiste en la ruptura de los enlaces existentes, para lo cual es preciso comunicar energía: no necesariamente para romper completamente los enlaces existentes, pero sí, al menos, la suficiente para aumentar su energía vibracional, iniciándose así el alargamiento previo a la ruptura. Sin embargo, ya que ~H0 por sí sólo no se relaciona con la constante de equilibrio K. un simple término de energía no es suficiente para explicar completamente la barrera que ha de alcanzarse para convertir los reactivos en los productos: debe añadirse además un término de probabilidad. Es más, este factor de probabilidad puede actuar principalmen~e de dos formas distintas: en un contexto energético y en un contexto espacial. En el contexto energético debido a que la mayoría de las moléculas orgánicas son poliatómicas y, por lo tanto, contienen un número a menudo muy grande de enlaces distintos. Cuando tiene lugar una colisión no elástica entre las especies reaccionantes, puede aumentar la energía cinética así como la de vibración de tensión, no sólo en un enlace como en una molécula de bromo Br-Br-4 Br····Br~ Br·+ ·Br

sino en varios: por ejemplo, hasta un total de nueve, en la descomposición del ciclopropano (3) a propeno (4):

La probabilidad de que se concentre la suficiente energía sobre un enlace C- C. con exclusión parcial de los demás, de manera que el alargamiento producido pueda ser suficiente para preparar la ruptura, es realmente pequeña, y esto impone una limitación -en realidad una probabilidad o limitación entrópica- a que la colisión sea efectiva aunque pueda aportarse la energia total suficiente. Un nuevo factor de probabilidad a tener en cuenta, esta vez en un contexto

Los datos cinéticos y su interpretación

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espacial. es debido a que la mayoría de las moléculas orgánicas son relativamente complejas en su estructura en comparación con las moléculas diatómicas sencillas como Br- Br, H- Cl, etc. Esto significa que un choque entre moléculas reaccionantes, necesita no sólo poseer la suficiente energía, sino también la orientación satisfactoria para que el resultado sea efectivo en el sentido de conducir a los productos deseados. Así. en la 'hidrólisis catalizada por bases de un bromuro de alquilo primario con una cadena lateral de cinco átomos de carbono (l-bromopentano, 5), la colisión con el ion hidroxilo debe tener una orientación tal que -si la hidrólisis tiene lugar- el contacto se realice con el átomo de carbono terminal portador del bromo, y no con ninguno de los otros cuatro átomos de carbono: r

~

_Br

~

~

~

t

(S)

-Productos de hidrólisis

eoH

~Br ~Productos de

t

eoH

hidrólisis (S}

Es obvio que esto impone una limitación concreta a toda colisión capaz de originar un resultado positivo. Para una reacción elemental la barrera energética que debe superarse para convertir los reactivos en los productos finales, puede representarse en un diagrama de energía como el de la figura 1.3: Estado de transición

Entalpia libre

Productos

Fig. 1.3

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Los datos cinéticos y su interpretación A AG+ se le denomina normalmente entalpia libre de activación, y se define por .AG* =.AH* -T.AS*

donde AH * es la entalpía de activación -término de tensión del enlace- y el AS* es la entropía de activación -término de probabilidad-. AG * está relacionado con k, la constante de velocidad para la reacción -a mayor valor de AG ~ menor valor de k y la reacción es más lenta (véase más adelante, p. 172)-- de la misma forma que AG 0 está relacionado con K, constante de equilibrio de la reacción (p. 4). El AH* citado está estrechamente relacionado, aunque en realidad no son sinónimos, con la energía de activación, E (véase p. 20). Al estado de máxima entalpía libre durante la transformación de los reactivos en Jos productos se le denomina estado de transición; en él no existen especies moleculares distintas sino una agrupación única de las unidades reaccionantes en la que los enlaces existentes están parcialmente rotos y los nuevos parcialmente formados. Aunque se alcance el estado de transición no está asegurada la formación de los productos, ya que dicho estado de transición puede aún retroceder hacia los reactivos o bien transformarse en los productos. MEDIDAS CIN:tTICAS EXPERIMENTALES Una vez establecida la independencia de la velocidad de una reacción con la estequiometria o con AG 0 , y probada la necesidad de su investigación experimental queda por considerar cómo puede realizarse exactamente tal investigación en la práctica. Una reacción puede seguirse observando la desaparición de los reactivos o la aparición de los productos (o ambas cosas) determinando directamente la concentración de uno o más de ellos a intervalos regulares de tiempo. Así, en la reacción de un ácido (6) con un alcohol (7) para dar un ester y agua MeC0 2 1-l + EtOH ___.. MeC0 2 Et + H 20 (6)

(7)

quizás el camino más fácil para seguir la reacción es determinar la concentración residual de ácido en sucesivos intervalos de tiempo por simple valoración con una base patrón. La manera más conveniente de hacerlo es por extracciones alicuotas de la disolución principal a diversos intervalos de tiempo. Sin embargo, es necesario «extinguir» la reacción en la muestra extraída para evitar que continúe en alguna extensión durante la valoración, con la con:Siguiente incertidumbre sobre el intervalo exacto de tiempo que ha transcurrido desde el comienzo de la misma. Tal extinción puede realizarse en este caso introduciendo directamente la muestra en un gran exceso de agua antes de realizar la valoración. Por cada

Los datos cinéticos y su interpretación

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molécula de ácido consumida en la reacción se precisa una molécula de alcohol, y si el ácido y el alcohol están inicialmente presentes en proporciones equimoleculares, resulta que sus concentraciones varían con el tiempo a la misma velocidad y de la misma forma. Sin embargo, no es lícito suponer que al cabo de 100 minutos se habrá gastado el doble de ácido (y de alcohol) que al cabo de 50 minutos; normalmente la velocidad de reacción varia con el tiempo, dependiendo -entre otras cosas- de la concentración de los reactivos que aún no han reaccionado. Ya hemos mencionado (p. 4) que las velocidades de reacción dependen notablemente de la temperatura, por lo que al efectuar las medidas cinéticas experimentales es fundamental que la temperatura se mantenga constante realizando la reacción en un baño termostáticamente controlado a temperatura constante: entonces la temperatura se mantiene generalmente sin, variación entre ± 0,1 °. Las velocidades de reacción pueden establecerse por otros métodos distintos de la simple determinación química de las concentraciones de los reactivos (o de los productos formados) a intervalos regulares de tiempo. Así en la conversión de la sal de diazonio (8) en el fenol (9) en disolución acuosa ArN 2 19 + H 20 - ArOH +N 2 + H 19 (8)

(9)

puede medirse directamente el volumen de gas nitrógeno desprendido con una bureta o una pipeta de gases, o sea a presión constante. En realidad, para determinar la velocidad de la reacción puede emplearse cualquier propiedad de la mezcla reaccionante que vade continuamente durante el curso de la reacción, y que pueda relacionarse con la concentración de los reactivos o de los productos (véase p. 11). Tales métodos físicos directos incluyen la medida (con un dilatómetro) de la variación del volumen total de la mezcla de reacción, como sucede en la descomposición catalizada por base de la diacetona alcohol (10) a acetona (11) en disolución acuosa. Me 2C(OH)CH 2C0Me "OH/H,o~ 2Me 2CO (aumenta el volumen) (10)

(11)

Puede medirse también la variación de las propiedades ópticas; así, la variación de la rotación óptica sirve, por ejemplo, para seguir la hidrólisis ácida de la sacarosa (12) a una mezcla de glucosa (13) y fructosa (14): ( + )CuH22011 + HzO ..!:!.+ ( + )C6Hu06 + (- )C6Hu06 (12)

(13)

(14)

Los datos cinéticos y su interpretación

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La glucosa (13) tiene un valor dextrógiro ( +) pequeño para la rotación específica, mientras que la fructosa (14) tiene un valor levógiro (-) grande; a medida que transcurre la reacción se observa que decrece la rotación óptica inicial ( +) de la disolución (debida a la sacarosa) para llegar a cero y finalmente hacerse (-) [(-) fructosa > (+) glucosa] casi al final de a reacción. Otras variables de la mezcla de reacción que pueden emplearse son la viscosidad, el indice de refracción, la conductividad eléctrica y las propiedades espectroscópicas (U.V., I.R., R.M.N., etc.). Estas últimas, por ejemplo en la reacción de compuestos carbonHicos con amino derivados:

MeC=O + NH 20H 1 C0 2eNaEil Vmu. 1710cm-l

Me-C=NOH + H 20 1 eNaEil C0 2

Ymax.l400cm-l

u.v. (en H 20): ()-CHO+NH2NHCONH2-

o

()-CH=NNHCONH2+ H20

o Am••· 277 nm

Am ... 290nm

En este caso se observa que decrece muy rápidamente la absorción caracteristica del C = O del compuesto de partida, para ser lentamente sustituida por la absorción característica del C = N del producto formado, indicando la formación de un intermedio (véase p. 82). Finalmente, si alguno de los reactivos o productos son coloreados la reacción puede seguirse por la disminución o aumento, respectivamente, del color de la disolución (medido en un colorímetro); así, por ejemplo, la desaparición del color (del yodo) en la yodación catalizada por ácido de la acetona (15) en disolución acuosa (véase p. 28): CH 3COCH 3 + 12 ~ CH 3COCH 21+He le (15)

Una de las ventajas evidentes del uso de tales métodos físicos es que permiten las medidas directas sobre la disolución de la reacción, sin necesidad de extraer partes alícuotas a distintos intervalos de tiempo, con todas las posibilidades de error que ello puede llevar consigo. Por otro lado, existe la posible desventaja de que la propiedad medida no esté relacionada linealmente con la concentración de alguno de los reactivos o productos. Sin embargo, en tal caso normalmente se prepara una curva de calibrado representando los valores de la propiedad observada, frente a las correspondientes mezclas conocidas de reactivos/productos.

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Los datos cinéticos y su interpretación

RELACIONES VELOCIDAD/CONCENTRACióN Una vez considerados los métodos experimentales para determinar la velocidad de una reacción nos queda por establecer a partir de nuestros datos cinéticos «en bruto», la forma exacta de dependencia entre la velocidad de reacción determinada experimentalmente y la concentración de uno o más de los reactivos (o productos). Esto implica la conversión de las gráficas de valoración, los volumenes de gas dsprendido, los datos de rotación óptica, las medidas de conductividad eléctrica, los datos espectroscópicos, las intensidades de color, etc.• en términos de concentración, bien sea directamente por cálculo o bien como se ha descrito anteriormente a partir de una curva de calibrado. Para una reacción fundamentalmente irreversible A+B-..C+D

la representación de [A] o [B], o bien la de [C] o [D), respecto al tiempo proporciona unas curvas típicas como las de las figuras 1.4 o 1.5, respectivamente,

[A]

[C]

(o [B])

[D])

Tiempo

Tiempo

Fig. 1.4

Fig. 1.5

en las que la velocidad de la reacción a una concentración determinada viene dada por la pendiente de la curva en dicha concu.ntración. Por lo tanto, los datos necesarios pueden obtenerse mediante el trazado cuidadoso de sucesivas tangentes a la curva en puntos correspondientes a diversas concentraciones; sin embargo, en la práctica esto impone considerables dificultades de realización. Normalmente pueden evitarse suponiendo una relación determinada entre la concentración de uno -o más- de los reactivos (o productos) y la velocidad de la reacción,medida por la velocidad de desaparición de tal reactivo o reactivos, o por la velocidad de aparición de tal producto o productos, o sea por la variación de su (sus) con-

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Los datos cinéticos y su interpretación

centración (es) con el tiempo, t. Los datos experimentales pueden entonces intro· ducirse en la ecuación matemática necesaria para la supuesta dependencia, y si la coincidencia es muy grande se estima como válida la suposición inicial. a) Reacciones de primer orden Si suponemos que la velocidad de la anterior reacción general, a temperatura constante, depende de la concentración de uno solo de los reactivos, por ejemplo de A. podremos escribir: Velocidad

= -d[A] dt oc [A]

o sea. -d(A] = kfA] dt

La constante k se denomina constante de velocidad, y el signo menos indica que la concentración de A disminuye a medida que la reacción avanza, es. decir, mientras t aumenta. La anterior ecuación diferencial no es fácil de manejar en esta forma, siendo más conveniente cuando está integrada. Por lo tanto, si la concentración de A en un instante t viene expresada por e, tendremos: -de= ke dt

cuya integración da la ecuación [1] -In e= kt+z

donde

z

[1]

es una constante: ello no es más que la ecuación de una línea recta.

z puede calcularse haciendo t = O, o sea antes de iniciarse la reacción, y entonces e tendrá el valor de la concentración inicial de A que colocamos al principio del experimento y que llamaremos co. Sustituyéndolo en la ecuación [1] da z = -In Co, por lo que dicha ecuación se transforma en In e= -kt+ln c0

[2]

o por conversión en logaritmos ordinarios, [3]

Los datos cinéticos y su interpretación

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que a su vez puede ordenarse para dar: k

2,303

c

= - t - 1ogtoc0

(4]

Tales ecuaciones, tanto en la forma diferencial como en la integrada, se conocen con el nombre de ecuaciones o leyes de velocidad. Entonces, supuesta la validez de la hipótesis inicial de que la velocidad de reacción es solamente oc [A], debe encontrarse alguna de las formas de la ecuación integrada tal que concuerde con nuestros datos experimentales. Las ecuaciones pueden ensayarse sustituyendo los valores conocidos de Co y los correspondientes de e y t en [4] y viendo si para cada par de valores se obtiene aproximadamente el mismo valor numérico para k, o bien representando log1oC con respecto a t y viendo si se obtiene una línea recta (Fig. 1.6):

+

Fig. 1.6

Si se obtiene una linea recta, la intersección de la misma con el eje log1oc será ellogtoCo, y la pendiente de dicha recta será- k/2,030, de donde puede obtenerse un valor promedio para la constante de velocidad k; que tendrá las dimensiones de tiempo- 1 • Una reacción para la que se cumplen ecuaciones como [4] se dice que es una reacción de primer orden. El orden de una reacción se define formalmente como la suma de los exponentes de los factores de la concentración que aparecen en la forma diferencial de la ecuación de la velocidad; en este caso sólo existe un factor de concentración en la forma (A), es decir elevado a la primera potencia, por consiguiente la reacción es de primer orden, pero más adelante pueden verse

14

Los datos cinéticos y su interpretación

órdenes más complejos. Sin embargo, si los valores calculados para k aumentan

o disminuyen progresivamente, o si la representación de log10c frente a t no es una línea recta, entonces evidentemente, nuestra hipótesis inicial de que la velocidad es ex: [A] no es válida, y la reacción no puede ser de primer orden. Conviene subrayar que para estimar con seguridad que el orden de una reacción es el obtenido, es necesario generalmente seguir la cinética de la reacción hasta que se haya alcanzado por lo menos un 60% de la transformación; no obstante existen excepciones. Una sencilla reacción que puede demostrarse fácilmente que es de primer orden es la solvólisis en acetona acuosa del 2-cloro-2-metilpropano (16): Me 3C-Cl + H20 - Me 3C--QH + H 61 Cl 9 (16)

A medida que la reacción tiene lugar, se produce ácido, pudiéndose seguir su formación, y determinar asi la velocidad de reacción por el método normal de extracción y valoración de fracciones a diversos intervalos de tiempo. Sin embargo, un procedimiento aún más sencillo consiste en añadir inicialmente cantidades conocidas de base correspondientes a una conversión del 5 %. 10 %. 15 ·%. 20 %. 25 '%. etcétera de la concentración inicial de (16) en ácido, trabajando con distintas porciones de la mezcla de reacción inicial -puede demostrarse aparte que la velocidad de la reacción no se modifica por la adición de base-. Si además se incorpora a la mezcla de reacción un indicador ácido-base adecuado, por ejemplo azul de bromofenol, entonces todo lo que queda por hacer en anotar en cada caso el tiempo necesario para que se produzca el cambio de color de la mezcla. (Por supuesto, las reacciones se realizan a temperatura constante.) Una típica forma de disponer los datos (a 25 °) es la siguiente: :. (RCl] o.o2S5M 0,0285M

t(segs)

103k1

17 16

2,96

10

0.0270M 0,0270M

34 34

3,06

0,0045M 0,0045M

15 15

0,0255M 0,0255M

50 55

3,15

0.0060M 0,0060M

20 20

0.0240M 0,0240M

78 80

2,83

[ 9 0H]

'o/Ó conversión

la lb

(RC1] 0 0,03M 0,03M

0.0015M 0,0015M

5 5

2a 2b

0.03M 0,03M

0,0030M 0,0030M

3a 3b

o.o3M 0,03M

4a 4b

o.o3M 0,03M

Exper. n.o

lO

La constante de velocidad de primer orden, k11 puede calcularse fácilmente a partir de la ecuación [4], observándose que es prácticamente constante por lo menos a lo largo del intervalo 5-20 % de conversión. El valor promedio para k1, obtenido representando log10c frente a t (véase Fig. 1.6) resulta ser 2,99 X to-sseg-1 •

15

Los datos cinéticos y su interpretación

b) Reacciones de segundo orden

La reacción irreversible considerada A+B-C+D

podría no ser de primer orden, en cuyo caso es muy probable que sea de segundo orden, que en realidad son las más comunes. En el caso general de una reacción de segundo orden la velocidad dependerá de las concentraciones, tanto de A como de B, pudiendo escribirse, a temperatura constante: Velocidad= -d(A] oc: [A] rs] dt 'r o sea

-~~A]

= k[A][B]

Si para simplificar realizamos la reacción con concentraciones equimolares de A y B (o sea c0 A = c0B) y expresando como e la concentración de A en el instante t, la concentración de B en el mismo instante t será también e, y tendremos: -de - = k e 2• dt

La integración de esta ecuación diferencial da la ecuación [5]

.!.e =

kt+l

en ]a que l es una constante y puede ca1cu1arse haciendo valdrá 1/co, y por lo tanto [5] se transforma en: 1 1 - = kt+e c0

= O, con lo que [6]

o k=eo-c.~ CXCo

t

t

[7]

La validez de la hipótesis de segundo orden puede comprobarse -tal como se ha hecho anteriormente con la de primer orden- bien sustituyendo los valores conocidos de Co y los correspondientes de e y t en [7] y observando si para cada par de ellos se obtiene aproximadamente el mismo valor numérico para la constante de velocidad de segundo orden, k (de dimensiones: concentración-1 tiempo-J.), o bien representando 1/c frente a t, y viendo si resulta una línea recta; si es así. su pendiente será k y la intersección con el eje 1/e será 1/ c0 •

16

Los datos cinéticos y su interpretación

Una linea recta nos indica que la reacción es globalmente de segundo orden, pero no establece necesariamente que proceda de un primer orden respecto a A y de un primer orden respecto a B, es decir que la eeuación de velocidad sea: Velocidad= k[A] [B]

Ello es debido a que hemos partido, con el fin de simplificar, de concentraciones equimolares de A y B (co para ambos) que conducen a la misma ecuación diferencial de velocidad que se obtendría a partir de las ecuaciones de velocidad: -de= kc2 dt Velocidad= k[A] 2

o sea de segundo orden respecto a A

o Velocidad= k[B] 2

o sea de segundo orden respecto a B

Asi pues, se plantea el problema de cómo puede establecerse cuál de las tres posibles ecuaciones de velocidad opera realmente en la reacción que se ha demostrado que es de segundo orden. Ello se logra disponiendo que las concentraciones iniciales de A y B sean distintas. o sea no equimolares, por lo que c0A =1= c0B. Las concentraciones de A y B en el instante t, cA y cn, respectivamente, serán ahora distintas entre sí, pero bastará determinar experimentalmente una de ellas, por ejemplo cA, ya que durante el mismo intervalo de tiempo se consumirá una cantidad equimolar de B. y por lo tanto cB podrá calcularse para un valor de t a partir de cA determinado experimentalmente y del conocido con. Por lo tanto, si la disminución de la concentración de A desde el tiempo cero (comienzo de la reacción) hasta el tiempo tes x (=c0A-c0B), entonces cB=con-x. La forma diferencial de la ecuación de velocidad de segundo orden se transforma ahora en - dcA = kc"c:B dt

cuya integración y conversión de In a log1o conduce a [8]: [8]

Si la reacción de segundo orden es además de primer orden respecto a A y respecto a B, la representación de log1o cB 1cA frente a t dará una línea recta cuya pendiente (c 0 8 - c0A) k/2,303, permitirá calcular la constante de velocidad de segundo orden, k. Una sencilla reacción que experimentalmente puede comprobarse que es de primer orden respecto a cada uno de los reactivos, o sea de segundo orden

17

Los datos cinéticos y su interpretación

global, es la reacción del yodometano (17) con etóxido sódico (ion etóxido, 18), en disolución etanólica: Et0 6 +M el-+ EtOMe+ 16 (18)

(17}

La reacción puede seguirse a temperatura constante, extrayendo fracciones a diversos mtervalos de tiempo, inhibiendo la reacc10n por dilucton con agua, y determinando la concentración residual de Et0 9 por valoración con un ácido patrón (HC104::::: O,OSOM); la concentración inicial de Et0 9 (coA) era 0,0404M y la de Mel (coB) Ó,0576M. Los resultados pueden tabularse de la forma siguiente: t(min)

HC104 (m1)

cA

cB

cfl¡c"

0.00 15,25 30.45 45,25 59.35 73,45 90.15 104.40 119.25 134,45

7.48 7,06 6,65 6,30 6.00 5.71

0,0404M 0,0382M 0,0360M 0,0341M 0,0324M 0,0309M 0.0295M 0.0283M 0,0272M 0,0262M

0,0576M 0,0554M o.o532M 0.0513M 0.0496M 0,0481M 0,0467M 0,0455M 0.0444M 0,0434M

1.42 1,45 1.48 1,51 1,53 1,56 1,58 1,61 1,63 1,66

5.45 5·24 5.03 4,83

tosto

cfljc"

o.t52 0.161 o.110 0.179 0.185 0,193 0·199 0.207 0.213 0,220

La representación de logw en 1¿ (log 10 [Mel]/ [Et09 ]) frente a t da una línea recta (Fig. 1.7):

~

log~

Fig. 1.7

La medida de su pendiente, que es igual a ([Mel]o- [Etüe.Jo)/2,303 k, conduce a un valor de k (a 21 °) de 6,59 X 10- 2 ; sus unidades son litros moles- 1 min-1 • SYKES-2

18

Los datos cinéticos y su interpretación

e) Otros órdenes de reacción Para una reacción irreversible tal como A+B+C+····-D+E+F+····

puede escribirse una ecuación general de velocidad de la forma: Velocidad= k[AJ"[B]'[C]'····

Los exponentes x, y y z pueden no sólo tener valores de 1 y 2 como hemos visto hasta ahora, sino también de O (orden cero), - 1 (es decir, la velocidad de reacción es ex: a la inversa de [A], por ejemplo), e incluso valores no enteros. Las reacciones de tercer orden global son relativamente comunes, au!)que no tanto como las de segundo orden. Así, para la reacción de Mannich de la acetofenona (19) PhCOCH 3 + CH 2 0 + HNMe 2 -

PhCOCH 2 CH 2NMe 2 + H 2 0

(19)

se encuentra la ecuación de velocidad Velocidad= k[PhCOCH 3][CH 2 0][HNMez]

o sea, es de primer orden respecto a cada reactivo, de modo que x = y = z = l. Sin embargo, son más frecuentes las reacciones de tercer orden global respecto sólo a A y a B. como la condensación benzoínica del benzaldehído (20), 2PhCHO ecN~ PhCH(OH)COPh (20)

para la que se encuentra la siguiente ecuación de velocidad Velocidad= k[PhCH0] 2 [ 9 CN] o sea x

= 2, y = 1

Se conocen pocas reacciones de cuarto orden -aún cuando raramente respecto a A, B, C y D- tal como la reacción de Cannizzaro del formaldehfdo (21), 2CH 2 0 + 9 0H -

HC0 2 e+ CH 30H

(21)

para la que a elevadas concentraciones de base se halla la siguiente ecuación de velocidad: Velocidad = k[CH2 0] 2 [eOH]2 o sea. x =y= 2

Los datos cinéticos y su interpretación

19

Una reacción de orden cero respecto a una de las especies que aparece en la ecuación estequiométrica es la yodación catalizada por ácido de la acetona (22) (véanse págs. 2 y 38), CH3COCH3 + l2 ~ CH 3 COCH 21 +He le (22)

cuya ecuación de velocidad es, Velocidad= k[CH 3COCH 3][W11 ] o sea x

= y = l, z = O

es decir, la reacción global es de segundo orden, pero es de orden cero respecto al yodo, aunque éste evidentemente debe intervenir en alguna etapa de la reacción global (véase p. 38) puesto que se incorpora al producto final. A veces se observan también valores no enteros para x, y, y z, como en la transposición bencidínica (véase págs. 59 y 216) de la N,N' -diaril-hidracina (23) en etanol acuoso del 95 %

/

~)O

NH

0:..

Me

(23)

para la que se encuentra la ecuación de velocidad: Velocidad= k(ArNHNHAr][HEB] 1• 6 o sea x ,;, 1, y = 1.6

Sin embargo, en este caso puede demostrarse que el orden no entero proviene de la actuación simultánea de mecanismos de reacción alternativos que son de primer y de segundo orden, respectivamente, respecto a [H~. La expresión de la velocidad global es, pues. de la forma. Velocidad= k 1[ArNHNHAr][H•]+k 2 [ArNHNHAr][H•] 2

oseax=y=l, yx=l,y=2

y ·el orden no entero observado (y= 1,6) es un promedio que refleja la proporción con que cada mecanismo interviene en la reacción total. Se observan también valores no enteros en numerosas reacciones que incluyen radicales como intermedios (:reacciones en cadena, véase p. 29).

20

Los datos cinéticos y su interpretación

Un ejemplo es la descomposición térmica del acetaldehido (24) CH 3 CHO -4 CH 4 + CO (24)

para la que se encuentra la siguiente ecuación de velocidad: Velocidad= k(CH 3CHO]l•'' o sea x = 1,5.

Hay que destacar, por último, que se conocen reacciones para las que los datos cinéticos no pueden ajustarse a ninguna ecuación de velocidad sencilla de tipo general como las anteriores; por tanto, el concepto de orden de reacción no recibe mayores aplicaciones. CONSTANTES DE VELOCIDAD Y ENERGlA DE ACTIVACióN

Antes de proceder a considerar el problema fundamental de la interpretación en términos moleculares de las ecuaciones de velocidad determinadas experimentalmente, existe otro aspecto acerca de la información general que puede obtenerse sobre los mecanismos de reacción a partir de los datos cinéticos. Si determinamos los valores de la constante de velocidad k para una reacción, a diversas temperaturas (constantes), puede usarse entonces la expresión de Arrhenius [9], k=

Ae-E/RT

[9]

que relaciona la constante de velocidad con la temperatura absoluta T. con el fin de calcular E. la energía de activación de la reacción (véase p. 8). En la anterior expresión R es la constante de los gases (8,32 J mol-1 gmdo-1 == 1,99 cal mol- 1 grado-1 ), y A una constante para la reacción -independiente de la temperatum- que está relacionada con la proporción del número total de choques entre las moléculas reaccionantes que dl\fl lugar con éxito a la formación de productos. La anterior ecuación [9) derivada resulta algo confusa desde un punto de vista teórico, sobre todo en lo que respecta a justificar físicamente de manera adecuada A y E, aunque resulta muy conveniente para la ordenación semiempirica de los resultados experimentales, así como por conducir a valores de E que son muy útiles con fines comparativos. La relación es más manejable en la forma [10]; E log 10 k = - 2,JOJRT+log 10 A

(10]

de la que una vez determinado experimentalmente el valor de la constante de

Los datos cinéticos y su interpretación

21

velocidad a dos temperaturas distantes, k1 a la temperatura T1 y k2 a Tz, y res· tando el logtokz del logtokt obtenemos la ecuación [11], [ll]

de la que puede calcularse el valor de E. Otra posibilidad, generalmente más satisfactoria es determinar los valores de k para dos o más temperaturas distintas y después representar log10k frente a 1/T (véase Fig. 1.8). De [10] se obtendría una línea recta cuya pendiente sería - E/2,303 R; dicha pendiente puede medirse y obtenerse así un valor para E. Así, en la solvólisis del Me3CC1 a la que ya nos hemos referido (p. 14), la determinación experimental de los valores de l08k a 288°, 298° y 307°K dio 1,09, 3,06 y 9,48, respectivamente. Este resultado aparece en un gráfico (Fig. 1.8).

+

1

T Fig. 1.8

La medida de su pendiente y el consiguiente cálculo, conduce a un valor de E de 88 kJ /mol (21 kcal/ mol) para dicha solvólisis. Como ya se ha mencionado (p. 8) la energía de activación E, puede groseramente igualarse con .llH*, la entalpía de activación, y comprende la energía necesaria para que se inicie el alargamiento y para que aumente la vibración de los enlaces que han de romperse en la reacción global. INTERPRETACióN DE LAS ECUACIONES DE VEWCIDAD EN TÉRMINOS MOLECULARES Una vez visto cómo a partir de los resultados de los experimentos cinéticos es posible establecer la ecuación de velocidad para una reacción, queda por averiguar

22

Los datos cin¿ticos y su interpretaci6n

lo que dicha ecuación de velocidad puede indicarnos sobre las interacciones moleculares especificas por medio de las que los reactivos se transforman en los productos.

a) Segundo orden

Como hemos visto anteriormente (p. 17) la ecuación de velocidad determinada experimentalmente para la reacción del yodometano (25) con ion etóxido en etanol: Etoe +M el - + EtOJ'v,le +¡e (25)

era: Velocidad= k(Mei](EtOe]

La interpretación más sencilla en términos moleculares de esta reacción de segundo orden sería la de una colisión entre Mel y Et0 9 conducente a la formación del producto en un solo paso (reacción elemental), aaEt09 + Me-1- EtO····Me····l- EtO-Me+ ¡e (25)

correspondiendo a un diagrama de energía como el de la Fig. 1.9 (véase Fig. 1.3, página 7): ,_

1-

EtO····Me-···1

Energla

EtOe+Me-1

Eto-Me+Ie

Fig. 1.9

A un mecanismo de esta naturaleza se le denomina generalmente reacción bimolecular; la molecularidad de una reacción se define como el número de especies

Los datos cinéticos y su interpretación

23

(moléculas, iones, etc.) que sufren necesariamente el cambio de covalencia en el paso determinante de la velocidad (véase p. 2). En el caso de UM reacción elemental como la anterior el paso determinante de la velocidad coincide con la reacción global, y las dos especies experimentan cambios de covalencia durante el curso de la misma. A este mecanismo particular para la anterior reacción de desplazamiento se le denomina SN2 -~ustitución uucleófila bj_molecular-. Tal mecanismo concertado presenta la manifiesta ventaja de que el nuevo enlace (EtO - Me) empieza a formarse, y por lo tanto se desprende energía, tan pronto como empieza a romperse el antiguo (Me- 1); este pequeño requerimiento energético al inicio de la reacción justifica probablemente que el componente AH* (z E, energía de activación) de AG* sea relativamente pequeño y que, por lo tanto, la reacción sea rápida. Es necesario diferenciar claramente el orden de una reacción y su molecularidad: el primero es un dato de la reacción determinado experimentalmente, mientras que el último sólo tiene significado a la luz de un mecanismo concreto para la reacción, o sea, es parte de la interpretación mecanística de la misma, y a · diferencia del orden, es susceptible de reconsideración a la luz de nueva información. En la anterior reacción elemental los dos coinciden ya que la reacción es de segundo orden y bimolecular, pero como veremos más adelante (p. 29) tal coincidencia no es general. b) Primer orden

Como hemos visto previamente (p. 14) la ecuación de velocidad determinada experimentalmente para la solvólisis del halogenuro terciario 2-cloro-2-metilpropano (26) en acetona acuosa H20: + (CH3)aC-CI- HO-C(CH3h + HCJ 9 (26) (27)

era: Velocidad= k[(CH 3hC-Cl]

Por lo tanto, la reacción es de primer orden, y basándonos en la anterior ecuación de velocidad, el paso lento, determinante de la velocidad sólo afecta al halogenuro (26). Como el agua participa necesariamente de alguna manera en la reacción global -sólo ella puede proporcionar el átomo de oxígeno del producto final- la solvólisis debe transcurrir por lo menos a través de otra etapa, en la que tenga lugar la incorporación del oxígeno. La interpretación más sencilla posible de esta reacción de primer orden tendría, pues, la forma general: (CH 3 )aC-CI ~ intermedio (~!~~rd.(CH 3 hC-OH + HCJ 9 (26) (27)

24

Los datos cinéticos y su interpretaci6n

y un lógico candidato para el intermedio podría ser el par iónico (CH~) 3C 6b 9 (28). La formación lenta, determinante de la velocidad, de este par iónico (véase p. 128)

implica la ruptura del enlace C- Cl, es decir, la promoción de (CH 3) 3C6• CI6-, que está favorecida por la posibilidad de solvatación del par iónico resultante por el disolvente altamente polar. Ello va seguido de otra etapa, rápida, no determinante de la velocidad, en la que el H"O: ataca al ion carbonio (CH3 ) 3Ce altamente reactivo del par iónico (28) para dar los productos:

Una prueba de que el intermedio es del tip.o (28) la proporciona el hecho de que efectuando la solvólisis en etanol acuoso en vez de en acetona acuosa, se obtiene el éter etilico (29) además del alcohol (27). Una prueba aún más contundente es la formación, en cualquier disolvente, de cantidades no despreciables del alqueno (30), probablemente por pérdida de un protón del ion carbonio de (28):

r (CH 3 hC: Cl (28)

EIOH

(CH) C-OH+HE&CJe 3 (27) (CH 3 hC-OEt + HEilCJe (29)

~ (CH hC=CH + HEBcJe (30) 3

2

Los dos pasos del mecanismo de reacción anterior pueden representarse en un diagrama de energía de la forma (Fig. 1.10)

Energia Productos

Fig. 1.10

Los datos cinéticos y su interpretación

25

En el diagrama citado el par iónico intermedio (28) corresponde a un mínimo de energía entre el máximo total (E.T1.) para la etapa lenta, determinante de la velocidad (en este caso la primera), y el máximo de energía más pequeño (E.T2.) para la segunda etapa, rápida (menos necesitada de energía) en la que el par iónico intermedio (28) se transforma en los productos. A este particular mecanismo de solvólisis se le conoce como SN 1 -sustitución nucleófila unimolecular. Es importante observar que los dafus obtenidos a partir de mediciones cinéticas, establecen los criterios básicos que debe cumplir cualquier mecanismo propuesto para que pueda tenerse en consideración; pero no prueban, ni pueden probar, que una reacción transcurre por un mecanismo determinado. Así, un camino alternativo para la anterior solvólisis podría ser:

Tal como está escrito cabría esperar que condujera a una ecuación de velocidad del tipo:

pero el agua está presente como disolvente en tan gran exceso, que aun si participara tal como hemos supuesto, su concentración sería esencialmente la misma al final que al principio de la reacción: cambiaría < 0,2% durante la solvólisis completa de una disolución O, 1 molar del halogenuro. Así pues, la ecuación de velocidad propuesta para la anterior reacción bimolecular se transformaría en Velocidad=

kob1 .[(CH3hC-CI]

es decir, esto es lo que realmente se obtendría a partir de las medidas cinéticas, sin que sea posible por ello, a partir de dichos datos, establecer el mecanismo por el que transcurre realmente la solvólisis. El mecanismo bimolecular es mucho menos probable que el unimolecular, como se demuestra por el hecho de que la velocidad de reacción no se altera por la adición de base (véase p. 14). Podría esperarse que el 9 0H fuera mucho mejor nucleófilo que el H 20:, pero el hecho de que el primero de ellos no intervenga en la etapa determinante de la velocidad de la solvólisis hace muy improbable que el último pueda hacerlo. Por otra parte, el estudio de la estereoquímica de la solvólisis puede arrojar luz sobre su mecanismo detallado, estableciendo más firmemente su naturaleza bimolecular (véase página 128).

26

Los datos cinéticos y su interpretación

e) Orden y composición del estado de transición

En los ejemplos anteriores se ha puesto de manifiesto que la principal información que en términos moleculares puede darnos la ecuación de velocidad reside en que nos ayuda a establecer la composición del estado de transición. Nos indica cuáles de loS reactivos de partida participan en el estado de transición, y en qué proporciones relativas, ya sea en una única etapa de una reacción elemental (por ejemplo Et09 + Mel, p. 22), o bien en la etapa lenta, determinante de la velocidad, en una reacción compleja [por ejemplo (CH3 ) 3C-0 + H20:, p. 23]. Así para la condensación benzoínica del benzaldehído (31), resulta 2PhCHO 9cN~ PhCH(OH)COPh (31) (36)

debido a la ecuación de velocidad determinada experimentalmente, Velocidad::= k[PhCH0] 2 [ 9 CN]

por lo que el estado de transición de esta reacción de tercer orden debe englobar dos moléculas de benzaldehído y una de ion cianuro. Sin embargo, no se deduce que la reacción transcurra a través de una colisión triple entre estas especies: tales reacciones trimoleculares son en realidad extremadamente raras, si más no, debido a que cabe esperar que la entropía de activación (p. 8) sea muy alta. Igualmente compatible con la ecuación de velocidad observada -y estadísticamente mucho más probable- serían dos o más etapas sucesivas para alcanzar el estado de transición, la primera de las cuales implicaría dos de las tres especies, para reaccionar, en una etapa posterior, el aducto resultante con la tercera: la única condición es que la primera etapa debe ser rápida y la segunda lenta, pues si no la reacción tendría una ecuación de velocidad de segundo orden que incluiría sólo los dos reactivos implicados en la primera etapa. El tercer orden de la condensación benzoínica se explica según el siguiente mecanismo:

(~ Ph-C-H

e;:;

r

~ Ph-C-H rApfda 1 CN (32)

CN (31)

1

Ph-C-C-Ph 9

1

CN H

(36)

(e)

~~

rl

lto.CN

OH

1

Ph-C-C-Ph

1

H (35)

(~

CNH (33) (31)

O~ HO

O HO

11

?H

~ Pb-Cé) C-Ph r4pfda 1 1

(b}

~

1

9

0

1

Ph-C-C-Ph

1

1

CN H (34)

27

Los datos cinéticos y su interpretación

en el que el ataque necesariamente rápido del CNe sobre el PhCHO (31) conduce al aducto (32), en el que tiene lugar una transferencia de protón, también rápida, para formar el carbanión (33). Entonces éste puede actuar como nucleófilo y atacar a una segunda molécula de benzaldehído dando lugar al aducto (34), que transfiere un protón dando (35) el cual puede eliminar un ion· cianuro para formar la benzoína (36). Cualquiera de las etapas (a), (b) o (e) podría ser la determinante de la velocidad y la reacción global seguiría teniendo a pesar de ello la ecuación de velocidad de tercer orden observada; sin embargo, la transferencia de protones entre átomos electronegativos como en (b) es generalmente rápida, y (e) es la inversa de la formación de una cianbidrina, que en las condiciones indicadas es también probable que sea rápida. Por lo tanto, lo más probable es que (a) sea la etapa lenta, determinante de la velocidad de la reacción, lo cual es compatible con la formación del enlace C-C que es generalmente un proceso relativamente lento. De este sencillo análisis surge un hecho importante: aunque la ecuación de velocidad determinada experimentalmente nos permite conocer la naturaleza del estado de transición, no nos indica nada -excepto por deducciones indirectasacerca de su estructura. La interpretación total y útil de la ecuación de velocidad en términos moleculares requiere la utilización de nuestra experiencia y conocimientos químicos generales, y el ejercicio de una imaginación creativa con objeto de plantear hipótesis razonables sobre la estructura del estado de transición y decidir qué etapas de su formación y descomposición son rápidas y cuáles son lentas. El hipotético esquema de reacción anterior requerirá, pues, que el estado de transición -que corresponde al máximo de energía en la reacción globaltenga una estructura del tipo (37): OH

0 6-

ld-

!1 Ph-C······· .. ·C-Ph 1 1 c=N

H

(37)

Se ha demostrado que la condensación benzoínica es completamente reversible, presentando otro punto de interés en la catálisis altamente específica por CN9 : no es catalizada ni por OH 9 ni por otras especies Y 9 . Parece probable que además de su fácil adición (primera etapa) -y eliminación- al C=O (etapa e) que podría realizarse también por otras especies, Y9 -el papel realmente significativo del CN 9 reside en su capacidad para estabilizar por deslocalización el carbanión (33) y el estado de transición que le precede,

l

1 1 oe OH Ph-C-H-+ Ph-C' 1

C=N (32)

1

1'""1

C=N (33a)

1 OH ++-Ph-C 11

C=Ne (33b)

J

28

Los datos cinéticos y su interpretación

asegurando asi la· rápida formación de (32). En reacciones de orden superior a dos son muy comunes los ejemplos como el anterior en los que existen etapas rápidas, a menudo equilibrios, antes de la etapa determinante de la velocidad; más adelante se analiza uno de ellos con más detalle (p. 217). d) Términos de orden cero. Yodación de la acetona

Ya nos hemos referido (p. 2) a la yodación de la acetona (38) catalizada por ácido CH3COCH 3+ 12 ~ CH 3COCH 21+ H•I 9 (38)

para la que -algo inesperadamente- se encuentra que la ecuación de velocidad es Velocidad

= k[CH 3COCH

3]

[H•]

o sea, que la reacción es de orden cero respecto al yodo. Por lo tanto, el paso lento, determinante de la velocidad de la yodación incluye sólo a la acetona y al catalizador ácido, por lo que el yodo que en último término se ha incorporado al producto, debe hacerlo en una etapa rápida, posterior a la determinante de la velocidad: CH 3COCH 3 +H•_. intermedio ~CH 3 COCH 1 I+H•I 9 U) lenta (11) rApida (38)

No es sorprendente encontrar que la acetona (38) experimente la protonación, puesto que se sabe que ello ocurre fácilmente -y reversiblemente- sobre el átomo de oxigeno de los grupos carbonilo:

CH3-~-cH3+HY (38)

t •

[cu.-5E" cu,-CH,-4" CH,]+Y9 (39)

Sin embargo, el ion carbonio resultante (39) no parece un intermedio muy convincente para la yodación: (a) porque no parece existir ninguna razón por la que el yodo deba atacarlo fácilmente en una etapa rápida y (b) las protonaciones sobre el oxigeno, como la que conduce a su formación, son generalmente rápidas y no lentas tal como requeriría (i). Por lo tanto se ha sugerido que el intermedio real podría obténerse por pérdida lenta de un protón del carbono en (39) para dar la forma enólica de la acetona (40) cuyo doble enlace activado carbono-carbono debe esperarse que reaccione con el yodo en una etapa rápida. Asi pues, el posible mecanismo global de la reacción sería :

Los datos cinéticos y su interpretación O

11

CH 3 -C-CH 3 (38)

00

O-H

H,o•

1

rApld•

ID ~'-1

"'CH 3 -C-¡-CH1 {39)

29

-u,o•

H

.~

1~

"CH 3 -C (40)

lenta

1

O

11

CH1 --CH 3 -C-CH1 +H 8116

~

1

el

r6pld•

1

1

0 H/ '\.H

Por lo tanto, la ecuación de velocidad determinada experimentalmente nada nos indica acerca de las etapas posteriores a la determinante de la velocidad de la reacción, excepto que son rápidas; sin embargo, podemos especular sobre las especies implicadas en dichas etapas, en particular si -como en el caso anterioruna o más de dichas especies aparecen en la estequiometría de la reacción, aunque no en su ecuación de velocidad. Debería tenerse en cuenta que en la anterior yodación catalizada por ácido, uno de los productos formados es también ácido, con lo que la concentración de catalizador aumenta progresivamente a medida que la reacción tiene lugar. Se dice que es una reacción autocatalizada, y se observará un progresivo aumento de la velocidad de reacción a condición de que la concentración inicial de ácido no sea muy grande. Una prueba más a favor del anterior mecanismo de reacción la proporcionan los estudios estereoquimicos (véase p. 163). e) órdenes no enteros. i) PirÓlisis del acetaldelúdo Con lo mencionado anteriormente es posible transformar las ecuaciones de velocidad con exponentes enteros en algunos (aunque no necesariamente todos) de los reactivos estequiométricos en representaciones significativas de los mecanismos de reacción en términos moleculares. Sin embargo, esta transformación no aparece tan evidente al considerar una reacción tal como la descomposición térmica del acetaldehido (41), CH 3CHO ~ CH 4 + CO (41)

para la que experimentalmente se encuentra la siguiente ecuación de velocidad (véase p. 20): Velocidad= koba.[CH 3CH0] 311

¡Es evidente que la etapa determinante de la velocidad de la reacción no puede media molécula de acetaldehido! Una sugerencia más plausible es que la reacción transcurre a través de intermedios radicales por un mecanismo denominado reacción en cadena que supone los siguientes pasos: involucr~r

30

Los datos cinéticos y su interpretación CH 3CHO .!J... CH 3 ·+ ·CHO

1niciación:

(a)

(41) Propagación:

CH 3 ·+CH 3 CHO ~ CH 4 +CO+CH 3 •

(b)

(41) Terminación:

2CH 3 • ~ CH 3 CH 3

(e)

2·CH0~2CO+H 2

(d)

Cuando la reacción transcurre a una velocidad constante (el denominado estado estacionario) podemos suponer que la velocidad de formación de CHa· en (a) (= k1 [CH8CHO]) es igual a la velocidad de su destrucción en (e) ( = ka [CHa·]2), ya que en (b) no se modifica la [CH 8 ·]. Por lo tanto k 3(CH 3 ·] 2 = k 1 [CH 3CHO]

[12]

La velocidad de formación de los productos a partir de los reactivos, es decir•. la velocidad global, viene determinada por (b); por lo tanto

y la sustitución de [CHs"] de [12] conduce a:

En general, justifica tal mecanismo el que puedan detectarse radicales en la reacción anterior (por ejemplo por grabado de espejos de metales, espectroscopia R.S.E. [véase p. 88], etc.), el que se inhiba por el uso de inhibidores de radicales (véase p. 74), y el que pueda detectarse algo de etano e hidrógeno [de (e) y (d), respectivamente] en los productos.

ii) Mecanismos competitivos Pueden observarse también órdenes de reacción no enteros con respecto a un reactivo particular en aquellos casos en los que los reactivos pueden transformarse en los productos por mecanismos de reacción alternativos que operan simultáneamente. En este sentido hemos visto anteriormente que las reacciones de sustitución nucleófila de los halogenuros de metilo seguían un mecanismo bimolecular (p. 22), CH 3-X

MeCH 2-X

Me2 CH-X

Me 3C-X (X= Hal)

Los datos cinéticos y su interpretación

31

mientras que un ataque similar sobre halogenuros de r-butilo transcurría de forma unimolecular. Por lo tanto, resulta que a lo largo de la serie tiene lugar un progresivo cambio en el mecanismo, siendo significativo que para la hidrólisis básica del M~CH- 1Br se encuentre una ecuación de velocidad de la forma, Velocidad= k[Me 2 CH-Br][ 6 0H)"

donde n oscila entre O y 1, dependiendo de la concentración inicial de ion hidroxilo: cuanto mayor es la [OH6 ] inicial, más se aproximará a 1 el valor de n. Teniendo en cuenta el paulatino cambio del mecanismo en la serie anterior, 1~ más probable es que la hidrólisis del Me2CHBr transcurra no por un único mecanismo en especial, sino por la concurrencia simultánea de las formas uni- y bimolecular. Esto se reflejada en una ecuación..de velocidad general tal como Velocidad= k 1[Me 2 CH-Br)+k 2 [Me 2 CH-Br][ 9 0H]

en la que la proporción relativa de la reacción total que transcurre por cada mecanismo, define n en la anterior ecuación de velocidad determinada experimentalmente. Cabria esperar que la contribución del segundo término (ka) aumentase a medida que .c;e incrementase la [OH~ inicial, y así ocurre en la práctica. En estos · casos, así como en la transposición bencidínica referida anteriormente (p. 19) es posible, muchas veces, analizar los datos cinéticos obtenidos, así como calcular k1 y k2 y fijar las contribuciones relativas de los mecanismos competitivos en unas condiciones determinadas. f)

El medio y la naturaleza del estado de transición

Se encuentra en la práctica que las velocidades de muchas reacciones -aunque

no necesariamente las ecuaciones de velocidad- se ven influidas por la adición de sales neutras. Este hecho se conoce como efecto salino, y proviene de la influencia que ejerce un aumento de la fuerza iónica resultante del medio sobre una o varias etapas de una reacción en que la carga se concentra o dispersa; esta variación en la distribución de carga puede realizarse energéticamente con más o menos dificultad, según los casos, con los correspondientes efectos sobre las velocidades de las etapas implicadas. Generalizando, un efecto salino positivo -que provoca un aumento de la velocidad de la reacción- apunta a un estado de transición para la etapa determinante de la velocidad de la reacción globál, que es más polar que las especies de las que procede, que pueden ser por supuesto o los reactivos o un intermedio. Ello resulta un diagnóstico de consid~rable valor a la hora de considerar los posibles modelos para el estado de transición (véase (página 219). . Un cambio de disolvente, con el consiguiente cambio de polaridad que afecte

32

Los datos cinéticos y su interpretación

tanto a la constante dieléctrica como a la capacidad de solvatación del posible ion puede afectar también profundamente a la velocidad de una reacción determinada (véase p. 193). Asimismo, el aumento de la velocidad de la reacción con el incremento de la polaridad del disolvente puede usarse con fines diagnósticos para reconocer si un estado de transición es más polar que las especies que le preceden. REACCIONES REVERSIBLES En casi todos los ejemplos considerados hemos supuesto, con fines cinéticos, que la conversión de los reactivos en los productos era fundamentalmente irreversible. Ello es cierto en realidad para muchas reacciones orgánicas, pero por supuesto no para todas, y así para una reacción elemental reversible k

A+B "'r~ C+D k,

la velocidad vendrá dada por: Velocidad=

-d[A] dt

= kr[A][B]-k,[C][D]

Si las mediciones cinéticas se realizan en los primeros estadios de tal reacción, puede suceder que el segundo término -al que se debe la reacción inversa competitiva- sea despreciable, aunque ello puede ser cierto durante un periodo de tiempo tan pequeño (o sea, durante una fracción del curso total de la reacción tan pequeña) que no permita una determinación inequívoca del orden de la reacción directa. Una vez alcanzada la posición del equilibrio ya no se verifica ningún cambio neto en la concentración de A; el equilibrio, por supuesto, es dinámico, A + B siguen todavía transformándose en C + D y viceversa, sin que haya un cambio neto en la concentración de cualquiera de las especies implicadas. Por lo tanto, - d[A]/dt se hace igual a cero: O= kr[A](B]-k,[C][D]

k,[C][D] = kr[A][B] [C][D] kr [A][BJ =k,

La última de las expresiones anteriores es por definición igual a K, la clásica constante de equilibrio de la reacción; por lo tanto, K = kr/ k, y, si kr y K pueden calcularse experimentalmente, k, podrá entonces obtenerse sin necesidad de otro experimento. Nunca se resaltará demasiado que las sencillas consideraciones anteriores son sólo aplicables a reacciones elementales, que las reacciones elementales auténticas

33

Los datos cinéticos y su interpretación

son relativamente raras, y que incluso en algún caso, pueden ser algo difíciles de reconocer experimentalmente. Cuando consideremos reacciones reversibles complejas {es decir con varios pasos) las expresiones de velocidad que necesitaríamos para que K sea igual a kr/ k. serían aquellas que se aplican al equilibrio; no obstante, nuestras medidas cinéticas reales se realizan en condiciones de desequilibrio, y conducen por tanto a expresiones de velocidad en ese estado que pueden diferir marcadamente de las «teóricas» de equilibrio. Es posible, por supuesto --

OH Ar

Ph o=c-t-oe

1 1

""'

~

OH Ar

Ph-c-co2 e

111

~;¡

dQH~

?H

Ph OH

Ph OH

11

11/

/

lr

¿J_c-c-0--+ eo-C-C=O --1 1 Ar Ar

(45)

(46)

Se plantea, por tanto, la cuestión de si emigra siempre el mismo grupo o si, como parece más probable, emigran ambos, ¿cuáles son las aptitudes migratorias relativas de Ph y Ar, o lo que es lo mismo, qué producto total (46) se produce por migración de Ar en comparación con el producido por migración de Ph? Esta pregunta puede responderse sintetizando la dicetona (45a) marcada con 14C, y realizando la transposición a los correspondientes aniones (46a y 46b) que diferirán ahora en la posición del átomo de carbono marcado, la cual dependerá del grupo Ar o Ph que haya migrado durante su formación: ~

é'Ql..

(il

1'

Ph . POH

-y.

14

t1

HO

~

~

c.fb-o=• 4 c-t-oe-+0= 14 C-~-oH 1

Ar

1 1

HO

Ar

c{1t4C-C=Q>

1 1

eO

Ar

~~

~(ill(ii)~ ..

Hoe-J Ar (45 ) 8

9 0H

Ph OH

1 l.r---

Ph OH

1 1

Ph oe

1 1

C(f14c~....!.oe-eo-~4T_c=o--+H0-14T-c=o

Ar

Ar

Ar (46b)

62

Empleo de isótopos. Usos cinéticos y no cinéticos

El anión bencilato formado (46a + 46b) se degrada en frio a PhCOAr (47) que se aisla, se purifica, y se compara su actividad especüica con la de la dicetona inicial (45a): Ph

Ph

1

1

0= 14 C-C-OH

1

C=O

1

60

1

Ar (46a)

Ar (47a)

+ Ph 0 9 1 1

H0- 1•c-C=O 1 Ar (46b)

Ello nos da una medida de la proporción de (47, o sea 47b) que se ha formado por migración de Ar [camino (ii)], habiéndose formado el resto de (47, o sea 47a) por una migración de fenilo. De esta forma es posible determinar la aptitud migratoria ( % migración de Ar ) para d'1versos A r: % migración de Ph Ar p-MeC 6 H 4 o-MeC 6 H 4 p-ClC 6H 4 m-ClC6 H 4 o-CIC 6H 4 p-Me0C 6 H 4

M.A. 0·63 0.03 2.05 4,10 0.46 0.46

iii) Información acerca de posibles intermedios:

A menudo puede obtenerse información de este tipo como resultado de seguir -mediante experimentos con carbono marcado- la evolución de un determinado átomo de carbono en el transcurso de la reacción. Un buen ejemplo lo constituye la transposición de Claisen de fenil-alil-éteres (por ejemplo 48): A2CH=CH2

y

~

QrCH,CH=CH,

Me

Me

(48)

(49)

63

Empleo de isótopos. Usos cinéticos y no cinéticos

Se ha demostrado que esta transposición es intramolecular al intentar. aunque sin éxito, experimentos cruzados como los descritos anteriormente {p. 59); sin embargo, persiste la incógnita de si el átomo de carbono alilico inicialmente unido al oxígeno en (48) es el mismo que está enlazado con el átomo de carbono del núcleo bencénico en (49). Evidentemente, podría resolverse marcando el átomo de carbono citado, pero igualmente podría hacerse marcando otro átomo de carbono de la molécula cuya relación espacial con el primero fuera conocida. Esta disponibilidad de posiciones alternativas para el marcaje es importante porque las principales causas limitantes en estos estudios consisten con frecuencia en la facilidad relativa para una síntesis inequívoca del material de partida (o sea, la introducción sin ambigüedad de un átomo de carbono marcado en una posición determinada), y la detección de la nueva posición marcada después de la transposición. De acuerdo· con ello se decidió sintetizar el compuesto (48a) en el que el 14C está situado en la posición terminal -la más alejada del oxígeno- del grupo alilo. (Se especifican los rendimientos de cada etapa):

Q

O(CH,j,'~.,~~~"a%

~

Q(CH,),"CH,O

Me

Me

$

;::~.·~·:.

y

Me

soc1. "'85%

~e-M•C,H,O"

n>

O(CH,),"CH,OH

Ao y

1""""

ci 14cH oH

85%

2 2

2

Me

9~-·~.

84%

Me

(48a)

La transposición de (48a) conduce al dial¡quil-fenol (49a) con un rendimiento

del 85%. ?

?

CH3CH CH2

Me

(49a)

64

Empleo de isótopos. Usos cinéticos y no cinéticos

pero toda vía debe determinarse la posición del 14 C en el producto transpuesto (49a). Es probable que se halle en el C1 o C 3 del grupo alilo (lo cual se muestra con un interrogante en 49a) dependiendo de cual sea el extremo del grupo alilo que haya formado el nuevo enlace con el carbono del núcleo bencénico; puede decidirse entre las dos posibilidades realizando una ruptura oxidante selectiva de la molécula (la metilación inicial del grupo hidroxilo fenólico se realiza para proteger el núcleo bencénico del fenol libre, de la oxidación no selectiva que de otro modo podría producirse):

?

7 ? CH 2CH=CH2

?

CH1CH=CH2 OsO.JH¡O !O

Mo1 S04 /KOH !O "'lOO%

60%

Me

Me (49a)

y~

'j'H,CHO

52%

Me (51)

OCH 2 ? (50) 73%

La separación del formaldehído resultante (50) en forma de derivado sólido muestra que no contiene en absoluto 14C, el cual debe estar, por lo tanto, en el aldehído (51), como realmente puede demostrarse al aislarlo y comprobar que contiene todo el 14C. Así, pues, el átomo de carbono terminal (dél grupo aliJo) más alejado del oxigeno en la sustancia de partida (48a) es aquel que está unido con el átomo de carbono del anillo bencénico en el producto transpuesto (49b):

9

1 CH=14CH 1

Me (48a)

200"

¿t~u,rn~.

85%

Me (49b)

Por lo tanto, la transposición no transcurre por el camino más sencillo imaginable -transferencia directa del átomo de carbono alílico desde el átomo de

65

Empleo de isótopos. Usos cinéticos y no cinéticos

oxigeno al átomo de carbono de la posición orto contigua del núcleo bencénico--, y el mecanismo más concordante con los datos disponibles será del tipo:

~=·___..

~:,_

c~~H

CH

2

#

Me

Me

Me

(48a)

(SO)

(49b)

Parece razonable, ya que la conformación específica requerida en (48a) es una de las que la cadena lateral puede adoptar fácilmente según los ángulos y longitudes de enlace, etc.; dicha forma presenta, además, una ventaja energética ya que la energía necesaria para la ruptura del enlace C-0 (48a) puede proceder en parte de la formación simultánea del enlace C-C en (49b) mediante un estado de transición cíclico (51), estéreamente aceptable .. de seis miembros:

~j:, Me

(SI)

El hecho de que no se produzca en absoluto «dispersión» del 14C constituye una nueva prueba en extremo convincente a favor de la intramolecularidad de la transposición, ya que si el grupo alilo estuviera en algún momento libre podría esperarse que el posterior enlace con el benceno transcurriera a través de cualquiera de los dos carbonos terminales con la consiguiente «dispersión» del uc. Cuando las dos posiciones orto del 0-alil-fenol están bloqueadas (por ejemplo 52) se observa que por calentamiento, el grupo alilo emigra a la posición para. (53). Sin embargo, si el 0-alil-fenol de partida (52) está marcado con 14C en el carbono terminal (más alejado del oxígeno) del grupo alilo (52a, véase 48a), se observa, contrariamente a lo que sucedía en (49b), que en el producto transpuesto (53a) el marcaje aparece totalmente en el carbono terminal del grupo alilo:

SYKES-5

66

Empleo de isótopos. Usos cinéticos y no cinéticos

Por lo tanto, en este caso, la reacción no transcurre a través de un mecanismo en para equivalente a (51). En el caso de (52a) no está impedida la migración del grupo alilo a la posición orto a través de un estado equivalente a (51), pero la dienona resultante (54) no puede revertir a un sistema aromático como lo hacía en (50), ya que en la posición orto, ahora tetrll;édrica, no existe ningún protón que pueda eliminarse:

Me....._ L H ; e l"CHa

V

-

Me~e

u'

1

"CHzCH=CH2

(54)

(52a)

Sin embargo, el grupo alilo está ahora a una distancia adecuada de la posición para, en la que existe un protón que puede perderse. Los datos disponibles pueden explicarse por una migración del grupo alilo de (54) a la posición para a través

de un segundo estado de transición cíclico (55) para dar una segunda dienona intermedia (56) que puede perder fácilmente un protón (véase 50), transformándose en el producto final (53a), totalmente aromático:

MYre Me'Q:Me 1"CH 2CH=CH2 - 1 1 [···.K·Hz ¿;:::; •. ···: ... H

(54)

H

···c:íí2

(SS)

1

Me Ñ e

~,cli="CH, (53a)

-

Mft ~ ~H,CH="CH, (56)

Dicho mecanismo explica la postcton observada para el 14C en el producto final (53a), y lo apoya el hecho de haber sido posible detectar la díenona intermedia (54) atrapándola (p. 104) en el curso de la transposición (52a)- (53a).

Empleo de isótopos. Usos cinéticos y no cinéticos

67

iv) Detección de intermedios simétricos: Al contrario de lo que sucedía en el ejemplo anterior, donde no tenía lugar en absoluto dispersión del marcaje, existen casos en los que se ha hallado que la dispersión es total, o sea que el marcaje que en la sustancia de partida estaba limitado a un átomo de carbono, aparece en el producto final uniformemente extendido por todos los átomos de carbono. Así sucede, por ejemplo, cuando el cicloheptatrieno (57) marcado con 14C en el carbono saturado (que se ha introducido fotoquímicamente por síntesis) se oxida con CrOa para dar ácido benroico (58):

O ~·ó·.coz~ • • *

(57)

(58)

El tipo de dispersión del 14C en el producto (58) se muestra por degradación mediante una reacción de Schmidt (con ácido hidrazoico, HNa) a anhídrido carbónico y anilina (59):

:6~ •

(58)

~

H,so•

:6: :6' :6;:

+•co,

~

•

•

•

(59)

Se encuentran entonces que 1/7 de la actividad específica original del diawmetano (1 4 CH2N2) -y de la única posición marcada del cicloheptatrieno (57}-

aparece en el anhídrido carbónico, o sea en el carboxilo del ácido benzoico (58), mientras que los 6/7 de la actividad original está localizada en los carbonos del anillo de la anilina (59). Es importante aclarar exactamente el significado de dispersión en este contexto; así (58) puede escribirse por conveniencia con un asterisco (*) sobre cada carbono, lo cual no significa que cada molécula de (58) contenga 7 átomos de 14C. La mayor parte de las moléculas de (58), por supuesto, no contendrán en absoluto 14C, y aquellas que lo contengan no contendrán más que un solo átomo (o sea, estamos hablando de una mezcla de compuestos sin marcar y monomarcados), que dará como resultado final la marca de 14C en distintas posiciones:

68

Empleo de isótopos. Usos cinéticos y no cinéticos

o ó ó 6" o ó" 6"

14

14

(58a)

(58b)

(58c)

14

14

14

(.58e)

(58d)

(58g)

(58f)

Por lo tanto, considerando la suma total de los compuestos monomarcados, l /7 de la actividad total original deberá estar sobre el átomo de carbono carboxílico, · y los otros 6/7 sobre los átomos de carbono de los anillos bencénicos, por lo que la dispersión es aqui una distribución estadística de la actividad inicial entre todos los átomos de carbono posibles del producto. Sólo será posible si en alguna etapa. de la oxidación (57)~ (58) los 7 átomos de carbono han sido equivalentes, o sea que la reacción debe transcurrir a través de un intermedio simétrico. El candidato sugerido es el ya conocido catión tropilio (60):

6 O "[email protected]:o: H

•

• •

(57)

•co2H

•

(58)

Se conocen también casos de dispersión menos elaborados, en los que la información acerca de la estructura de los posibles intermedios procede del hecho de que sólo son dos los átomos de carbono equivalentes en alguna ~tapa de la reacción (véase p. 209). v) Usos biogénicos y biodegradativos:

Una última y más importante aplicación del marcaje isotópico con carbono la constituye la investigación de las posibilidades sintéticas y degradativas de los organismos vivos y de los sistemas enzimáticos. En realidad, puede afirmarse que gran parte de lo que se conoce sobre el mecanismo de la fotosíntesis se debe casi exclusivamente al empleo de 14C0 2 como trazador para seguir las distintas especies

Empleo de isótopos. Usos cinéticos y no cinéticos

69

moleculares a través de las cuales tiene lugar la transformación en hidratos de carbono. El marcaje isotópico con carbono se ha empleado también para seguir procesos en la dirección opuesta (o sea, metabolismo de moléculas extrañas tales como drogas o posibles medicamentos quimioterapéuticos), en fragmentos de degradación cada vez más pequeños, para comprobar que no se producen posibles productos metabólicos tóxicos al transformarse en las sustancias que son finalmente excretadas. Sin embargo, la aplicación más amplia del marcaje isotópico ha sido en el campo de la biogénesis -en la investigación de los caminos por los que las plantas elaboran grandes y complejas moléculas cqmo ácidos grasos, esteroides, alcaloides, antibióticos, etc .• a partir de materiales de partida sencillos-. Un ejemplo particularmente provechoso ha sido el uso de acetato marcado (61), ya que es bien conocido que actúa como intermedio en una gran variedad de procesos bioquímicos. En primer lugar el acetato se une con el coenzima A, y luego en esta forma activada (62) es capaz de experimentar diversas transformaciones formando enlaces C-C consigo mismo y con otros productos metabólicos sencillos. Nutriendo a una planta o tierra adecuada con acetato marcado con 14C (61) y localizando a continuación mediante degradaciones quimicas habituales la posición de los átomos de carbono marcados en las moléculas que se, aislan de la planta, pueden formularse caminos biosintéticos generales. Un ejemplo de ello lo constituye el antibiótico griseofulvina (63) que es elaborado por una cepa del hongo Penicillium griseofulvum:

Se encuentra que el producto contiene nada menos que 7 posiciones con carbono marcado -las señaladas arriba-, siendo posible a partir de sus posiciones relativas postular un vosible esquema biosintético que puede ser comprobado posterior~ mente. En el transcurso de este capítulo hemos mencionado los intermedios en diversas ocasiones, proponiéndonos ahora proseguir su estudio en detalle.

70

Empleo de is6topos. Usos cinéticos y no cinéticos

BIBLIOGRAFIA ARNSTEIN, H. R. V. y BENTLEY, R. «F1

so,

liq. -711"

~

0 ..........

CH 2-CHz (16)

b) Sustitución nucleófila aromática El clorobenceno, a diferencia de los halogenuros alifáticos sencillos como el MeCH2CH2Cl se ataca sólo con considerable dificultad por nucleófilos tales como OH~ HNR2. etc. Esto se debe a diversos motivos, entre ellos a que el carbono con hibridación sp 2 unido a un átomo de cloro es menos positivo y, por lo tanto, menos susceptible al ataque por un nucleófilo, que el carbono con hibridación sp 8 de un halogenuro de alquilo; también el sistema de orbitales 1r del núcleo aromático favorece la repulsión del nucleófilo atacante. Sin embargo, si el núcleo aromático está sustituido por grupos atrayentes de electrones, en especial si están orto y1o para respecto al átomo de carbono unido al halógeno, el ataque por un nucleófilo se facilita enormemente, y así resulta el cloruro de picrilo (17) casi tan reactivo frente a nucleófilos como un cloruro de ácido:

Estudio de los intermedios de reacción

79

Tales reacciones de los halogenuros de ariJo activados siguen la ecuación general de velocidad Velocidad= k[ArCI] [Nucleófilo]

que recuerda el mecanismo SN2 para la sustitución nucleofílica de halogenuros de alquilo sencillos (véase p. 23). Sin embargo, existen claras diferencias entre los dos casos, ya que aquí se ataca un carbono con hibridación sp2, en vez de sp 8 , y también en que aquí el ataque no puede realizarse por detrás de la línea del enlace C-halog, característica de la SN2, ya que el núcleo aromático y su nube electrónica impide tal dirección de acercamiento:

Por lo tanto el ataque tendrá lugar lateralmente (por encima o por debajo del plano del papel en nuestra fórmula), aproximadamente en ángulo recto con el plano del anillo aromático. El hecho de que el que sufra el ataque sea un carbono con hibridación sp 2 , permite la formación completa del nuevo enlace (Nu-C) antes de que empiece a romperse el antiguo (C-Cl) -opción que no era posible en un carbono con hibridación sp 3- . De esta forma el mecanismo de la reacción podría implicar la formación y posterior descomposición de un intermedio (18), como alternativa al mecanismo con un único estado de transición en una reacción de una sola etapa (véase SN2).

oe

o~~ N02 (18)

0Ny· Nu •.. ..;Cl

2

oe /m

¿N\

1

oe

# N0 2 (18a)

Finalmente, los grupos atrayentes de electrones en las posiciones 2 y 4 son particularmente aptos para estabilizar tales intermedios por deslocalización de su carga negativa (18 ~ 18a). En realidad, se han aislado especies tales como (19), análo-

80

Estudio de los intermedios de reacción

gas a (18), pero no han podido aislarse especies idénticas a (18), o sea con halógeno, si bien los datos cinéticos y otras pruebas apoyan fuertemente su participación como intermedios en la reacción de desplazamiento.

eoEt EtOH

Admitidas estas especies, de acuerdo con la ecuacton general de velocidad indicada anteriormente, la etapa determinante de la velocidad de la reacción podría ser la de su formación (a) o bien la de descomposición (b):

N u:

+~o, -

Nu~ _,.,.Y

~o,

(a)

02

(b)

N0 2

ceto son generalmente bastante rápidas y, a no ser que existan características estabilizantes especiales, tienden a desplazarse en gran extensión en favor de la forma cetónica. Sin embargo, en el caso anterior la conversión es

102

Estudio de los intermedios de reacci6n

lenta y la reacción puede seguirse por espectroscopia U.V. La absorción inicial de (84) a 335 nm =6~H

Me 3 C

(101)

(103)

Esta última observación permite diferenciar fácilmente el aducto inicial (102) del ozónido normal, ya que la reducción del último proporciona dos moléculas de compues!·· rarbonílico. Durante mucho tiempo se había pensado que los dos

106

Estudio de los intermedios de reacción

átomos de carbono olefínicos no están unidos entre sí en el ozónido normal y que éste está mejor representado por (104):

Por lo tanto el problema se reduce a descubrir cómo se transforma el aducto inicial (100) en el ozónido normal (104). La opinión más generalizada es la siguiente:

o~"o

¿.R _...e e,

R,~

H

H

(lOO)

eo

o R..._#

\•

o

}{"'e

8l

¿.R

e'H

(106)

(105)

111

o ¡¡J H_...e R..._

(j¡e,..R

1 'H

(p-o

(105)

(106)

Esto implica la ruptura inicial de (100) para dar un ion híbrido peroxídico (106) y un compuesto carbonílico, aldehído en este caso (105). La recombinación de estos fragmentos iniciada por el ataque nucleófilo del átomo de oxígeno terminal de (106) sobre el átomo de carbono carbonílico de (105) conduce al ozónido verdadero. Una prueba en favor de este mecanismo la proporciona el hecho de que como subproductos de la ozonólisis normal de los alquenos se obtienen productos tales como peróxidos cíclicos dímeros (107) y polímeros (108), que pueden obtenerse a partir de los iones híbridos peroxidicos. (peroxizwitterion) (106),

rt-o-o-1 (108)

Además, dicha conversión podría, en teoría, confirmarse efectuando Ja ozon61isis en presencia de un aldehído extraño, R'CHO -a condición de que no difiera

107

Estudio de los intermedios de reacción

mucho del RCHO- que al ser atrapado conduciría a la formación de un ozónido mixto (109) por interacción del R'CHO con el peroxizwitterion (106), R'...._ /

o

"-.._ _....R

H_....\o-ol'H (109)

junto con el ozónido normal simétrico (104), derivado del aldehído «interno» (105). Tales ozónidos mixtos pueden detectarse realmente y, junto con los subproductos de los iones híbridos peroxídicos mencionados ant~riormente, constituyen importantes pruebas a favor de una transformación que implique (105) y (106). También sería teóricamente posible detectar un «atrapado interno» durante la ozonólisis de un alqueno asimétrico, por identificación de dos ozónidos simétricos además del esperado no simétrico; esto se ha demostrado con el 2-penteno (110): MeCH=CHCH 2 Me (110)

/0"-.._ MeCH2 C{I lHCH.Me 0-0 Desde: 115+ 113 (118)

1··

o, Mecf

lHCH2 Me 0-0 Desde: 112+ 113 (116) 115+ 114

En realidad, además del ozónido del 2-penteno esperado (116), pueden aislarse los ozónidos del 2-buteno (117) y del 3-hexeno (118), y tat como podía preverse, la proporción de ozónidos «simétricos» obtenidos disminuye por dilución de la disolución original del alqueno: los fragmentos aldehidofzwitterion (112 + 113), procedentes de la descomposición de una molécula de molozónido (111), tendrán una menor probabilidad de choque con los respectivos fragmentos (114 + 115) de otra molécula al aumentar la dilución y, por lo tanto, aumenta entonces la probabilidad de recombinación entre ellos. En realidad, en las diluciones generalmente empleadas en la ozonólisis preparativa o de determinación de estructuras, la formación de ozónido cruzado tiene lugar en muy pequeña cantidad. De manera similar, puede también observarse la formación de ozónidos cruzados en la ozonólisis simultánea de dos alquenos simétricos en la misma disolución, aunque

108

Estudio de los intermedios de reacción

en este caso el ozónido esperado es, por supuesto el «asimétrico»; por ejemplo, la ozoriólisis de una mezcla de 3-hexeno y 4-octeno conduce a algo de ozónido del 3-hepteno. Estos experimentos cruzados (véase p. 59) sólo han sido posibles gracias a la utilización de la cromatografía de partición gas-liquido para separar con éxito los diversos ozónidos muy similares entre si. Debe indicarse que aunque este mecanismo para la ozonólisis es hasta cierto punto satisfactorio, no puede explicar la estereoquímica detallada de la reacción, es decir, la relación entre la estereoquímica (cis/trans) del alqueno original y la del ozónido final (cisjtrans de los sustituyentes de los carbonos -finalmentecarbonílicos); por lo tanto, es precisa alguna modificación, asi como disponer de datos más perfeccionados. h) En experimentos de cruzamiento Los experimentos de cruzamiento aludidos anteriormente para la ozonólisis, y los ya mencionados en relación con el establecimiento de la intramolecularidad de la transposición bencidinica (p. 59), permiten mediante el atrapado interno, cruzado, indicar la formación de un intermedio, y pueden (como en el caso anterior) proporcionar información acerca de la naturaleza del mismo. Esto ha resultado especialmente valioso para establecer si las reacciones de transposición son intero intra~ moleculares (véase p. 58), o sea si el grupo que emigra permanece en realidad libre (inter) o no (intra), durante el curso de la reacción. Así, se ha podido demostrar que la transposición bencidinica es totalmente intramolecular, aunque no sea necesariamente cierto para todas las reacciones de transposición. Así, aun cuando la transposición de los esteres fenólicos (119) a hidroxifenonas (120, 121), transposición de Fries, presenta un cierto parecido formal con la transposición de Claisen de los 0-alilfenoles (p. 62),

ºR ~~·· Qrco\9 COR (121)

difiere de esta última en que es intermolecular. Se llega a esta conclusión a partir de la observación de que la transposición en la misma disolución de los esteres (122) y (123) conduce no solamente a los próductos esperados (124) y (125), sino también a los productos de cruzamiento (126) y (127):

Estudio de los intermedios de reacción

109

+

Á,-coMo ~}J (127)

Me

La naturaleza del catalizador necesario -un ácido de Lewis, Alela- junto con la demostrada intermolecularidad sugiere que la reacción probablemente implica la descomposición inicial del ester por el Alela (conocida en otras reacciones), seguida de una acilación de Friedel-Crafts sobre el núcleo bencénico activado (sustitución electrófila) por un ion acilcarbonio (128), un electrófilo extremadamente fuerte:

~

R/ ÓAICI,

?!

()

(119)

e

~oiCI,

-

~·:··R~=O - ut (128)

0

e ,.....AICI 3

-

.

H,...""-coR

110

Estudio de los intermedios de reacción

LOS INTERMEDIOS COMO MODEWS PARA LOS ESTADOS DE TRANSICióN

Tal como se ha visto en los ejemplos anteriores, el reconocimiento de una especie determinada como intermedio en una reacción, contribuye a menudo en gran manera a proporcionar un armazón para el mecanismo detallado de dicha reacción. Sin embargo, los factores que controlan un mecanismo de reacción son ~1 estado o estados de transición mejor que los intermedios, en especial el estado de transición para la etapa más lenta, determinante de la velocidad o sea el E.T. 1 de la figura siguiente (Fig. 3.2):

Energia

Reactivos

Productds.

Fig. 3.2

Idealmente, desearíamos tener una mayor información acerca de tales estados de transición, pero esto es a menudo muy difícil de alcanzar directamente o incluso imposible del todo. En tales circunstancias se utiliza frecuentemente un intermedio como modelo para el estado de transición que le precede inmediatamente (E.T.1o en la Fig. 3.2), y del cual deriva directamente, ya que la información sobre el mismo es mucho más accesible. Esto se funda en la suposición de que las especies sucesivas de una secuencia, estrechamente parecidas entre sí en su nivel de energía probablemente también se parecerán en su estructura (principio de Hammond). Así, en la Fig. 3.2, debemos considerar por lo menos justificado que se tome el intermedio de nivel energético relativamente alto como mejor modelo para el nivel de energía más alto E.T. 1 que le precede, que el que nos darían los reactivos de nivel energético muy inferior. Así, por ejemplo, en la solvólisis unimolecular (SNI) de los halogenuros tenemos una cierta seguridad al utilizar el par iónico (129) intermedio, como modelo para el estado de transición (véase Fig. 3.2): Me 3C-Br ¡;;;;t.- [T.S 1. ] - Me 3 CEBBr 9 (129)

!~~~. ~ Me 3C-OH + HEBBr 9 (via T.S,.)

Estudio de los intermedios de reacción

111

Por esta razón, podemos predecir en condiciones paralelas la secuencia de reactividad Me 3C-Br < PhCll(le 2 -Br < Ph 2CMe-Br < Ph 3C-Br

sobre la base de la relativa estabilización, por deslocalización, en cada caso, del ion carbonio del par iónico intermedio :

Me~(D~Me

~


o eo e / " . /1 O e- Br---¡.. O:.. ~cm,...eoH---¡.. C-OH ..···¡

M

eH

lento

e

2"

..... \

rápida

Me H

(56)

M~·

.•,

H

(57)

Se ha discutido si realmente llega a formarse o no el intermedio a-lactona (59):

o

o--c-;::> "./

e

..... \ MeH (59)

Una especie de este tipo tendría evidentemente una elevada tensión y cabria esperar que sufriera una rápida apertura del anillo al ser atacado por e OH. Si se formaran tales especies, la «retención» de configuración observada se alcanzaría de hecho, mediante dos inversiones de configuración sucesivas: la primera por ataque interno del co2e en (56) para dar (59), y la segunda por el del e OH en (59) -por el lado alejado del oxígeno- para dar el producto final (58). Muy recientemente ha sido posible aislar una a-lactona (59a) que probablemente debe su relativa estabilidad a los voluminosos grupos butilo, que inhiben fácilmente el ataque nucleófilo:

o--c?o "./ e

/\

Bu Bu (59a)

Sin embargo, no se sabe todavía si normalmente se forman o no tales intermedios en las anteriores reacciones de desplazamiento. A medida que aumenta la [eOH] se obtiene progresivamente más producto (60) con configuración opuesta a la del producto de partida, o sea entonces va teniendo lugar la inversión, ya que aumenta la competición con el desplazamiento normal SN2:

135

Criterios estereoquímicos 9

H09

0 2C

+

....

_

C0 2 9 C02 9 a1 a/ C-Br-HO······C·····Br-HO-C +Br 9

,

"'.

\··.

/\

MeH

Me H

HMe

(56)

(60)

La retención de la configuración observada anteriormente cuando se utilizaban bajas concentraciones de e OH se dice que se debe a la contribución del efecto de un grupo vecino --en este caso a través de un átomo de oxígeno del grupo carboxilato-; tales efectos se observan también en otras reacciones de desplazamiento, cuando existe un átomo con un par de electrones disponibles adecuadamente situado en la molécula. Así, en la reacción de una forma ópticamente activa (eritro*) del 3-bromo-2-butanol (61) con HBr cabe esperar que el ataque por el Br 9 sobre las especies (61a) en las que el grupo hidroxilo ha sido reversiblemente protonado, se produzca por detrás conduciendo a la inversión del átomo de carbono atacado, o sea un desplazamiento SN2 normal, para dar el dibromuro (62) ópticamente activo:

o,l yo-YH""'f :oH y$8H2-- yMe ~ ~

H

Me

H

H

(61)

Me (6la)

H

Me (62)

Sin embargo, lo que se obtiene realmente es la forma simétrica, ópticamente inactiva (meso) del dibromuro (62). Se cree que ello es debido al átomo de bromo del carbono más cercano en (6la), que actúa como un grupo vecino utilizando un par electrónico en un ataque nucleófilo sobre el átomo de carbono adyacente para formar el ion bromonio cíclico (64, véase p. 85); este último sufre entonces

* Para

distinguir los diastereoisómeros de sistemas con dos centros asimétricos, se aplica el prefijo

eritro a aquella forma que, cuando se representa en conformación eclipsada, tiene el máximo número

de grupos análogos eclipsándose entre si. Considerando los dos diastereoisómeros del 3-bromo2-butanol (61) y (65), la forma eritro es, por lo tanto, (61 ).

¿y:- 0· 0' ~;:!~ (61)

eritro

(65) treo.

El otro diastereoisómero (65) se conoce como forma treo. Los nombres derivan de los diastereoisómeros de las aldosas de cuatro carbonos, eritrosa y treosa, respectivamente.

136

Criterios estereoquímicos

el ataque por el Br e -sobre uno de los dos átomos de carbono- para dar las moléculas alternativas finales (63a y 63b):

y ~y•· n.r

H

er

Me (63b)

(64)

Estas son, por supuesto, idénticas y simétricas, o sea se obtiene la forma meso. Análogamente la forma protonada (55a) de una forma ópticamente activa (treo*) del 3-bromo-2-butanol (65) que cabría esperar condujera por un desplazamiento SN2 al producto meso, simétrico, ópticamente inactivo (66=63a=63b), Br 9

H

H!

Me

Me

0~0.~ H Me

H Me

(65)

vlM•

H

Me (66)

(65a)

proporciona cantidades iguales de (67) y (68), o sea una mezcla racémica, a través del ion bromonio cíclico (69): r

H

e

H

Me

···················-·-·······

Br9 (69)

* Véase

la nota de la p. l35.

H

Me

(68)

(±)

Criterios estereoquímicos

137

La validez de tales iones bromonio cíclicos como intermedios viene incrementada ya que se supone que también intervienen en la adición de bromo a los alquenos (p. 141); en este último contexto se han detectado por métodos físicos (p. 87). Se ha visto también un ejemplo (p. 7 8) en el que el sistema de orbitales 11' de un núcleo bencénico actuaba como grupo vecino, aunque en este caso sin ninguna consecuencia estereoquímica manifiesta. En conexión con la participación de grupos vecinos se plantea un problema más general: ¿Por qué normalmente un nucleófilo interno puede competir tan favorablemente con otro exterior? Existen pruebas de que la razón no reside tanto en relaciones energéticas (aH*), como en consideraciones de probabilidad (.A.S*). Por ejemplo, si (65a) es atacado por un ion bromuro exterior, debe imponerse en el estado de transición una restricción sobre el movimiento relativo (de traslación) de ambas especies, y también en su orientación mutua. Sin embargo, cuando el ataque se realiza por un Br: interno sólo participa una especie (no se plantean términos de traslación o de orientación relativa), y la restricción impuesta en el estado de transición se refiere solamente a la limitación de la rotación alrededor de un enlace carbono-carbono para que se alcance aquella conformación que permita el ataque por el par de electrones del bromo desde el lado del átomo de carbono adyacente opuesto al de su grupo hidroxilo protonado. Como los valores de la entropía tr!lslacional son mucho mayores que los rotacionales, la disminución de entropía («orden») en la formación del estado de transición es considerablemente más pequeña para un ataque interno que para otro exterior y, como los términos .A.H * son muy parecidos, el primero será, por lo tanto, el más rápido.

b) Electrófila i) Relación orto/ para en la sustitución aromática

Ya nos hemos referido a los efectos estéreos debidos al volumen de los grupos presentes en el núcleo bencénico que inhiben el ataque en las posiciones adyacentes (orto) a los mismos, y que por lo tanto, reducen la proporción de producto orto en relación con el para -la relación orto/ para- en la mezcla resultante. Sin embargo, en algunos casos, a pesar de la supuesta actuación de tales efectos estéreos se obtienen proporciones muy elevadas de productos orto -relación orto/ para elevada- de manera que debe suponerse la actuación de ciertos efectos especiales. Así, la nitración del anisal (70) con mezcla nitrante (HNOa/H2S04) conduce a un 31% de o-nitroanisol y a un 67% del isómero para (una proporción bastante normal); sin embargo, si la nitración se realiza con ácido nítrico en anhídrido acético, el producto contiene 71 % de o-nitroanisol y 28 % del para.

138

Críterios estereoquimicos

Se sabe que los nitratos de acilo, RCO · ON02. se forman a partir de ácido nítrico y anhídridos de ácido y, aunque normalmente no actúan como agentes

nitrantes, pueden conducir en este caso a eN0 2 incipiente a través de un complejo inicial (71) con el anisol: a

o, _,.Me e.::::.o

o: - &NO, -

1-

9 0,

0.::::.•-vMe

Mó' ? o -

_....Me

Me.....e9 ~

N02

Me..... e

o,

H

.-7

(70)

+MeC02 H

M2Y~

.-7

(71)

La nitración puede tener lugar a través de un estado de transición de 6 miembros, a partir de una conformación en la que el grupo nitro está contiguo a la posición orto del anillo bencénico. Una situación bastante similar (que probablemente implica un mecanismo análogo) aparece con acetanilida, donde la nitración con mezcla nitrante conduce a una relación de 19% de producto orto frente un 79% de para, en comparación con el 68 % y 30 %. respectivamente, para la nitración con ácido nítrico en anhídrido acético. Con el metil 2-feniletil éter (72) los valores correspondientes son 32 % de orto y 59 % de para con mezcla nitrante, frente 69 % de orto y 28% de para con N 20 5 (N0 2 eN0 3 6 )en acetonitrilo. En este último caso se cree que opera un mecanismo distinto, aunque relacionado:

(72)

Tales efectos no se limitan ·a la nitración, y existen pruebas de que la formación de una elevada proporción de producto orto en la reacción del formaldehído con el ion fenóxido (73) se debe a la redistribución electrónica del complejo formado entre el formaldehido y el ion metálico del par metal/ion fenóxido: Me

ME!! ~

~ ~ &CH, A

# (73)

Me

(Yx:. &CHPH ..H

#

Criterios estereoquimicos

139

Las anteriores interacciones pueden tomarse también como ejemplos de la participación de grupos vecinos, aunque de un modo algo distinto del considerado anteriormente (p. 133). e) Radical Es importante señalar que las reacciones de desplazamiento radicalarias, tales como la halogenación de alcanos, no son desplazamientos directos sobre el carbono, sino que implican la pérdida inicial de un átomo de hidrógeno, por ejemplo, en la bromación: Br-Br

~h·

R-H+·Br~R·+H-Br

t

~Br-Br

·Br +

R-Br

Cuando el ataque tiene lugar sobre un alcano ópticamente activo, RR'R"CH, el resultado dependerá del radical inicialmente formado, RR'R"ü. La cloración de un halogenuro ópticamente activo (74) conduce a la formación de un racemato: Cl 1

e

./J" CH Cl

Me Et

( +)

50%

50%

(74)

2

En cambio, la bromación más selectiva del bromuro correspondiente (75)

-o del propio (74)- conduce a un producto ópticamente activo con la misma configuración de la sustancia de partida: M~..

M~..

/ CH 2 Br

Et--·c

~

1 H (+) (75)

/ CH 2 Br

Et-·c

hv

1 Br (-)

Se ha indicado que transcurre a través de un radical bromonio cíclico (76) -el bromo actúa como grupo vecino- resultando con ello que el ataque subsiguiente sólo puede tener lugar por un lado (véase cationes bromonio cíclicos, página 141) : Br

M~

i"'-.

¡

CHz

Et..:::•t/ i ( +.)

~

(75)

Br·

M~·.. ~\_ C--CH 2

E(B~Br (76)

140

Criterios estereoquímícos

Sin embargo, existen algunas objeciones sobre la formación de radicales bromonio cíclicos, y en ningún caso el correspondiente nitrito óptícamente activo (77) ha conducido, por bromación, a un compuesto ópticamente activo con la misma configuración que la sustancia de partida: M~

CH 2 CN

Et.:::·c/

M~

~ Et..:_:.c/

1 H (+) (77)

hv

CH 2 CN

1 Br (-)

En este caso, no interviene ningún efecto de grupo vecino, y la explicación más sencilla para la retención de la configuración observada es que el ataque del bromo sobre el radical inicialmente formado es tan rápido que el radical inicialmente piramidal no ha tenido tiempo todavía de evolucionar hacia el estado plano: M~... / CH 2 CN Et-·íJ (77) H

-HBr

M~... Et .....

·s

/ CH 2CN

_

Br..CJ1r

8-;J Apoyando la existencia transitoria del radical en su forma piramidal, y aunque los datos físicos sugieren una configuración plana preferida para los radicales alquilo sencillos, no existe dificultad para la formación de radicales en posiciones cabezas de puente, al contrario de lo que sucedía con los iones carbonio (p. 124). El radical debe mantener la configuración piramidal, y la pequeña diferencia de energía entre los estados piramidal y plano de los radicales, en contraste con los iones carbonio, sugiere que, en general, los radicales pueden poseer una vida más larga en la conformación piramidal. REACCIONES DE ADICióN (C = C)

a) Halógenos i)

Adición polar:

La adición electrófila de cloro y bromo a alquenos acíclicos sencillos transcurre con elevada estereoespecificidad TRANS* (~ 99 %); para explicar este hecho se " Cuando nos referimos al tipo de adición de X2 -ambos X por el mismo lado de la molé

H~{$H 1--V H

e

"P

H

HO

%

(/{

E¿

H~i)(iitH\Hti)(ürH ~ EOHEQH H2o: H2o: (113)

•o• "'

H

HO

H

(109a)

.................. (±)

"t} H

OH (109b)

OH

En cualquier caso el ataque SN2 tiene lugar -con inversión de la configuraciónsobre el carbono desde el lado de la molécula opuesto al átomo de oxígeno que forma el epóxido, conduciendo al enantiómero (109a) por ataque sobre uno de los carbonos y al (109b) por ataque sobre el otro. Estadísticamente el ataque tendrá lugar con la misma probabilidad sobre cualquiera de los dos átomos de carbono del epóxido simétrico, y el resultado es una mezcla 50:50 de (l09a) y (l09b), o sea el racemato trans (109 a b). Si el ácido, RC0 2 H, resultante de la descomposición del peroxiácido inicial es suficientemente fuerte, el epóxido quedará en la forma protonada (114), pudiendo sufrir entonces in situ la ruptura hidrolítica por el agua. En el caso del ácido peroxifórmico el anión formiato, HC02 e, es suficientemente nucleófilo para atacar a (114) siendo el producto final de la reacción el ester (±) trans-monofórmico (115 a b);

(±)

Criterios estereoqulmicos

154

dicho ester puede hidrolizarse con base acuosa para dar el trans-diol racémico (109 a b). Estos dos métodos constituyen dos procesos alternativos extremadamente útiles para sintetizar cis y trans-1,2-dioles estereoespecíficamente puros, a partir de alquenos. REACCIONES DE ADICióN (C = O)

Evidentemente, no se plantea si la adición al C=O es CIS o TRANS, ya que en los productos finales existe fácil rotación alrededor del enlace C-0; esto los hace idénticos, cualquiera que sea el tipo de adición por el que se form.en; es decir, los productos finales alternativos son confórmeros en lugar de enantiómeros o isómeros geométricos:

o/.CR~

R~

111

R'~Y R

R'

Existen, sin embargo, dos puntos de interés estereoquímico general en relación con esta reacción: a) el efecto del volumen de R y R' sobre la velocidad de la adición (y sobre la posición del equilibrio) y, b) el efecto de los alrededores no simétricos, cuando R o R' sean disimétricos, sobre la proporción de los enantiómeros obtenidos al producirse el nuevo centro disimétrico (señalado arriba con un asterisco). a) Efectos del volumen sobre la velocidad de reacción y sobre la posición del equilibrio

La mayoría de las reacciones de adición sobre el carboililo son nucleófilas y tienen lugar por ataque del nucleófilo Y: o Y 9 sobre el átomo de carbono carbonílico polarizado positivamente; X en XY es comúnmente H:

R'YJYO R>/y ~-

R'

R'

-._

·--oe

HY

=+

R>/y

R'

-.

···oH

+ve

Criterios estereoquímicos

155

En el curso de estas reacciones el átomo de carbono carbonílico con hibridación inicial sp 2 se convierte sp 3 en el aducto; de ello resulta un mayor acercamiento de R y R' en ese aducto (ángulo R-C-R' ;:::J09°) que en el compuesto carboníJico original (ángulo R-C-R' ;:::}20°). Cualquier interacción estérea resul· tante es de poca importancia relativa mientras R y R' sean pequeños, pero a medida que aumentan en tamaño su efecto se hace más pronunciado, desestabilizando progresivamente el aducto con respecto a la sustancia de partida. Ya que una gran parte de las reacciones de adición nucleófilas de los compuestos carbonilicos son de equilibrio, en lugar de desplazadas tota"lmente, ello se refleja en las constantes de equilibrio, progresivamente más pequeñas, por ejemplo en la adición del ion bisulfito a 0° : Me

Me

" /

C=O

CH 3

7,9 X 102

"

/

C=O

MeCH 2 1,58 X 10 2

Debe destacar~e que los efectos electrónicos, o sea de cesión/ atracción de electrones influyen también sobre K, pero su efecto en el caso anterior es probablemente pequeño. El tamaño del nucleófilo atacante es también significativo, ya que si es suficientemente grande puede contribuir al apiñamiento y, por lo tanto, al aumento del nivel de energía del aducto. Por esto se encuentra una diferencia muy pequeña entre las constantes de equilibrio de las cetonas anteriores en la formación de cianhidrinas, ya que el nucleófilo es relativamente pequeño y, además, lineal. Un efecto estéreo interesante, que en este caso estabiliza el aducto (117) con respecto a la sustancia de partida, se observa en la ciclopropanona (116) en la que el ángulo de enlace C-C-C de ;:;:: 60° que requiere la cetona original (ángulo normal del enlace C-C-C ;:;:: 120°) posee mayor tensión que el del aducto (ángulo de enlace normal C-C-C ;:;:: 109°). Como consecuencia de ello el equilibrio de la ciclopropanona con agua en disolución acuosa está desplazado hacia el hidrato (117), que puede en realidad aislarse fácilmente:

(116)

(117)

Se ha encontrado que los efectos estéreos influyen también en las velocidades de las reacciones de adición nucleófilas, frecuentemente según la misma secuencia general que para las constantes de equilibrio, reflejando -tal como podía esperarse- el hecho de que el estado de transición se parece más al aducto que a la sustancia de partida. Así, en la adición de bisulfito a una serie de cetonas en

156

Criterios estereoquímicos

las que la variación de los efectos electrónicos es pequeña, se observan las siguientes velocidades de reacción relativas: Me

Me

" /

Me

"

MeCH 2

Me 2 CH

6

2

C=O

CH 3

Me C=O

/

9

"

C=O

/

"

Me 3 C

/

C=O

1

b) Regla de Cram

En la adición nucleófila a un compuesto carbonílico se introduce un centro disimétrico (*) pero, a condición de que R y R' no sean por si mismos disimétricos, el ataque inicial tendrá lugar con la misma probabilidad (estadísticamente) por ambos lados de la molécula esencialmente plana R>.,; y ··. R' ···o9

R>.,;0 .. R' ···.y

9

HY

R>.,; y ·.. R' ···oH

HY

R>.,;OH .. +Ye R' ···.y

--.¡..

~

+ ye

resultando una mezcla 50: 50 de los dos enantiómeros, o sea un racemato ( ± ). Sin embargo, si el compuesto carbonílico original posee ya un centro disimétrico -y en especial si está en ex. respecto al grupo carbonilo- el ataque no ocurrirá con la misma probabilidad (estadísticamente) por ambos lados del átomo de carbono carbonílico. Los aductos diastereómeros alternativos (119 y 120; enantiómeros con respecto al nuevo centro disimétrico* introducido) no se formarán en igual proporción:

o H

111

y

o

R

){"

y. En la reacción del reactivo de Grignard, yoduro de metil magnesio sobre el 2-fenilpropanal (liBa, o sea 118, R=H) Me H HO

HMe

Me~

o H

Me MeMgl

m/

./(.¡ MeMgl

~.lis H

Hq ~e~ =y

C6Hs

H

""' Me o Et > H no presenta ningún problema, pero en casos no tan evidentes pueden surgir ciertas dificultades, suscitándose la duda consiguiente en la predicción. Por otra parte, grupos tales como OH, OR, NH2. etc., pueden por sí mismos formar complejos con el reactivo de Grignard, pudiendo las estructuras resultantes dictar entonces la estereoquímica de la adición:

Así, en el compuesto carbonílico anterior, el ataque por R"'MgX sobre el átomo de carbono carbonílico tendrá lugar preferentemente por el lado menos impedido (por la derecha si R" > R'), pero el que condujera en mayor proporción al diastereómero predicho por la regla de Cram (que no puede aplicarse cuando existe tal interacción), dependería de Jos tamaños relativos de OMe, R' y R".

REACCIONES DE ELIMINACióN a) Eliminaciones polares bimoleculares (E2)

Los productos observados en una eliminación 1,2-bimolecular (E2) (en la que Jos grupos eliminados están situados inicialmente sobre átomos de carbono adya-

159

Crtterios estereoqulmicos

centes) de compuestos acíclicos son tales que la eliminación debe tener lugar a partir de una determinada conformación de la sustancia de partida, en la que los grupos eliminados están en un plano y en trans (anti-) entre sí -conformación conocida como antiperiplanar-; evidentemente ésta debe ser la condición de menor demanda energética. Así, el (±) dibromo-estilbeno (121) sufre una TRANS deshidrobromación, catalizada por bases, para dar el trans-bromoestilbeno (122), mientras que el dibromuro meso (123) sufre también la TRANS deshidrobromación dando el cis-bromoestilbeno (124): (OH

H

0

Ph Br

Ph

H

H*Ph ~··/·· H

-

Ph (121)

(±)

Cor

Br

Br

(OH

(122)

Ph

0 Ph*H ~·•/u Ph H

H

-

Ph

Ph Br

meso

(123)

Br

Cur

Br

(124)

Es probable que el motivo de dicha coplanaridad preferida sea el de permitir en el estado de transición el máximo recubrimiento de los orbitales p que se forman sobre el y c2. asegurando así más fácilmente -menor demanda energética- la formación del enlace 1r en el alqueno final. Al parecer este requisito es suficientemente importante como para contrarrestar la interacción que debe originarse en el estado de transición por la aproximación de los voluminosos grupos fenilos en la ~onversión de (123) a (124). El efecto de esta interacción fenilo/fenilo se refleja, sin embargo, en el hecho de que, en cqndiciones comparables, la conversión de (121) en (122) es mucho más rápida que la de (123) en (124). Esto se pone suficientemente de relieve al calentar los dicloruros correspondientes en piridina a 200°, ya que sólo el análogo de (121) sufre la eliminación, mientras que el correspondiente a (123) permanece inalterado. La eliminación a partir de la conformación antiperiplanar preferida, no se limita a la pérdida de halogenuro de hidrógeno sino que se observa también, por ejemplo, en la pérdida de bromo (inducida por ion yoduro) de los 1.2-dibromuros:

160

Crzterios estereoquímicos

k)(- H* -:.: · x.~ (la)

(2e)

Otros ej'!mplos

206

Esta incorporación puede confirmarse también a partir del estudio de los espectros de R.M.N. y masas de (2c), aunque al igual que en (i) el intercambio del átomo de hidrógeno de la posición 2 de (la) con ~O antes de la reducción .origina la captura entre un poco más de tres y hasta cuatro átomos de deuterio, dependiendo de la rapidez con que se añade el NaBD4 una vez se ha disuelto (la) en D20. Asi pues, se ha confirmado con todo detalle el mecanismo propuesto. b) Estereoquímica de la reducción

El curso estereoquímico de la reacción también presenta algunos puntos de interés: la reducción, con una sal de 3-bencil-4-metil-tiazolio sustituida en 2 (6), cabe esperar que transcurra según la siguiente secuencia:

~::Zj' S

(6)

1)., BH4 9 PhCH 2 1 Me

PhCH 2 1 Me

()

t) H

S

X

(7)

2)-ln-oH PhCHi' e

~-

PhCH 2

!Cs n -

S

(8)

2)-IH-OH

l

Me

x~-=