S I1 -G-COO- - Johan Peralta...Algunos autores diferencian entre estos dos mecanismos denominándolos respectiva-mente efecto inductivo y efecto de campo. Se han realizado muchos esfuerzos

272Teoría general de ácidos y bases

~

I-G-COO-

~coo- I~G(H) ~G(+I)

~COOH ~1 -G-COOH~

~

1 -G-COO-

I~G (-1)

~

'OS

0~(,)

~

.1 ~COOH

Fig. 3. Efecto de la naturaleza del sustituyente sobre la acidez de ácidos carboxí1icos.

diferente al ejercido por grupos donadores de electrones, siendo estos últimos sustituyen-tes cargados negativamente o con un dipolo cuyo centro de densidad de carga negativa seorienta hacia el átomo de carbono. A estas dos modalidades se las representa como efec-tos -1 y +I para diferenciar el papel de los atractores o de los donadores de electronesrespectivamente. En la figura 3 se compara la influencia que sobre la diferencia de ener-gía libre del proceso de disociación de un ácido carboXlllcO tienen los efectos +1 y -1 .

La tabla VII resume los principales substituyentes que aparecen en moléculas orgánicasclasificados según la naturaleza de su efecto inductivo.

Tabla VIl. Efecto inductivo de sustituyentes.

-1Grupos que presentan efecto

+I

i--NH3+-NR3

-N02

-NH2-NHR

-F

-el

-Br

-eN

-eOOH

-eOOR

-eOH

Grupos que presentan efecto

-OH

-oR-oCOR-SH

-t/J-eH=CHR

-e00.

-0-

-S-

-R (-eH3, -e2Hs-iPr,-tBu, etc)

Teoría general de ácidos y bases 273

En la tabla anterior se incluyen especiescargadasnegativamente y grupos alqUlllCOSco-mo grupos con efecto +1. El caracter donador de los grupos alquilo ha sido, y continúasiendo, materia de controversia, ya que, además de ejercer un efecto muy débil, en mu-chos casos el efecto es despreciable o puede ser explicado mediante otros mecanismos.'No obstante, se acepta en forma general que estos son responsables de un cierto efectodonador de electrones de pequeña magnitud y que crece al aumentar la ramificación:

CH31

-CH3< -CH2 CH3 <-CHCH3 <-C(CH3 h

efecto +1

El efecto +1 del grupo alquilo se pone en evidencia al considerar la basicidad de ami-nas alifáticas, secundariasy terciarias de la tabla VIII.

a. A. Liberles. lntroduction to Theoretical Organic Chemistry. The MacMiIlan Ca.

N. y, 1968. p. 86.

Los valores anteriores indican que la sustitución sucesivade átomos de hidrógeno defamoníaco por restos alqUlllcosaumenta la basicidad, debido, posiblemente, a la estabili-zación que sufre por efectos inductivos el ácido conjugado de la amina. Se observa, sinembargo, que el aumento de basicidad no se cumple para las aminas terciarias. Esta ano-malía se ha tratado de explicar por el hecho de que éstas no pueden formar puentes dehidrógeno intermoleculares con el disolvente como lo hacen las aminas primarias y secun-darias. Cuando las basicidades se estudian en disolventes apróticos, donde se suprime laformación de puentes de hidrógeno con el disolvente para cualquier clase de aminas, seencuentra, en derivados de la anilina, que se cumple el orden de basicidad esperado: R3N >

IR2NH> RNH2 > NH3, como 10 reflejan los valores de la tabla IX al considerar las basici-dades en clorobenceno.

Igual secuencia se ha encontrado para butilaminas (3a >2a> la> NH3) al medir la basi-cidad en halobencenos.

Tabla VIII. Valores de pKb para aminas alifáticas a 25 oCa.

R RNH2 R2NH ,R3N

-H 4,8 4,8 4,8

-Me 3,4 3,2 4,2

-Et 3,3 3,1 3,1

-Bu 3,4 2,7 4,1

274 Teoría general de ácidos y bases

Tabla ¡y. Valores de pKb para anilinas sustituidas, en diferentes disolventesa.

a. R. G. Person y P. Williams, J. Am. Chem. Soc.. 76,258 (1954).

Muchos de los sustituyentes que ejercen efectos inductivos son capaces de presentarotros tipos de interacción y normahnente la acción conjunta de varios de ellos es la res-ponsable del comportamiento molecular observado. Con relación al efecto inductivo pro-piamente dicho, debe tenerse en cuenta que no es simplemente la magnitud del momentodipolar la causa del fenómeno. El momento dipolar es función de dos variables: la densi-dad de carga y la separación de los núcleos. De los dos factores el que será determinantepara el efecto inductivo es la densidad de carga. Por 10 tanto, un grupo cuyo Jlsea eleva-do debido a que posee una separación de carga grande pero cuya densidad de carga espequeña ejercerá un efecto inductivo pequeño. La importancia de este factor de cargase puede ver en el caso de los ácidos sulfónico-carbox1ucos.Por ejemplo, el valor de pKapara el ácido .03SCH2COOH es 4,2, menor que el correspondiente al ácido acético, apesar de que debería esperarse una acidez menor por tratarse de un grupo donador deelectrones con una carganeta negativa. Sin embargo, se piensa que la estructura del grupo

-O

sulfonato es la siguiente: .O::::S~,10 cual implica que hay un centro de cargas positivas.0/

muy cercano al grupo carboxilato y este factor es determinante en la estabilizacióndel dianión, 10 que se traduce en un aumento de la acidez. Por el contrario, el ácido"03S(CH2)3COOHtiene unpKa de 4,9, en cuyo caso el efecto que aparentemente predo-mina es el del grupo donador de electrones que disminuye la acidez del ácido carbox11ico.

Finalmente, es importante aclarar algunos aspectos sobre el mecanismo a través delcual opera el efecto inductivo. Hasta el momento se considera que este efecto se transmiteo bien mediante un proceso de polarizaciones sucesivasa 10largo de la cadena carbonadao a través del espacio y de moléculas de disolvente. En el primer caso, se supone que ladensidad de carga que se crea en el átomo de carbono unido al grupo que ejerce el efectoinductivo es parcialmente compensada por un desplazamiento de los electrones del enlaceadyacente, 10cual crea una nueva densidad de cargamenor que la anterior en el átomo ve-cino. De esta forma, a medida que nos alejamos del sustituyente se van creando densida-des de carga cada vezmás pequeñas, como se indica en el siguiente esquema donde X esun grupo con efecto-I.

-.- ...

j

l'~

~.,

Teoría general de ácidos y bases 275

o' 01+ 02+ 03+

X+-- CH2 +--CH2 +--CH2 -

o. = ~ ot; o1 +)02 + > 03 +

I

¡I~

~ J

Algunos autores diferencian entre estos dos mecanismos denominándolos respectiva-mente efecto inductivo y efecto de campo. Se han realizado muchos esfuerzos para deter-minar cuál de ellos es el que actúa, pero, por desgracia, en todos los modelos diseñadossiempre pueden operar ambos mecanismosy, generahnente, 10hacen en el mismo sentido.Por ejemplo, la sustitución del metileno en posición 'Ydel ion butilamonio (1) por un áto-mo de oxígeno (ion 2), conduce a una disminución de pKa que es aproximadamente lamitad de la disminución que se observaal efectuar una sustitución equivalente del metile-no 'Ydel ion piperidonio (3). La váriaciónde valores de pKa indica que el ácido conjugadoen la morfolina (4) presenta la mayor acidez. Sin embargo, en esta especie no solamenteestá favorecido el efecto de campo (mayor cercanía -O-, -N+ como consecuencia de lapresencia de sistema cíclico) sino que el efecto puede, en esta molécula, transmitirse a 10largo de dos cadenas carbonadas mientras que en el ion ¡3-metoxietilamonio(2) se transmi-te a través de una sola cadena alqUl1ica.En la tabla X se indican los valores de pKa paracada una de estas moléculas.

Tabla X. Valores de pKa de algunas aminas protonadasa.

a. 1. Hine. Structural Effects on Equilibria in Organic Chemistry. Jonh Wiley & Sons. N. Y. 1975 p.40.

Con este objeto también sehan estudiado algunosderivadosde los ácidosbiciclo [2.2.2]octano-l-carboxt1icos (5) y cubanocarbox1ucos(6), sustituidos ambos en posición 4. Paraestas dos series la cercanía existente entre el sustituyente y el ácido carbox11icoes casi

J5 @xCOOH COOH7

J5COOH

5 6

1118

H2C EtOH 1>Cl

1>NH2 9,36 13,8 -1,0

CH3 NH1> 9,15 14,6 -1,8

(CH3 hN1> 9,99 15,1 -2,8

H2 H2

ÑH3 /ONH; O C)O1 2 3 4

pKa 10,8 9,6 11,1 8,3

276 Teoría general de ácidos y bases Teoría general de ácidos y bases 277

idéntica y se encuentra que el efecto de campo es dominante sobre el inductivo. Por otraparte, al comparar la serie saturada de los biciclo-[2. 2. 2]-octanos (5) con la de los bici-dos-[2. 2. 2]-2-octenos (7) se encuentra que en la serie insaturada la transmisión del efec-to es más eficiente. Las imprecisionesseñaladashacen que frecuentemente no se establez-ca diferencia entre estos dos mecanismos y se engloben bajo el concepto de efectos pola-res, entendiéndose por éste toda interacción de naturaleza electrostática debida a la pre-sencia permanente de dipolos o cargas en la molécula y que se transmite a través de la ca-dena carbonada, del espacio o de moléculas del disolvente.

grupo -OH unido a un átomo de carbono. Debe recordarse que en el ácido carbox(licosin disociar también existe la posibilidad de una deslocalizacióncorrespondiente a lusestructuras 14 y 15. Sin embargo, la contribución de la estructura 15 alhíbrido de rosu-nancia será pequeña, ya que, a pesar de ser isovalente, implica tanto la separaciónde cllr.

Efectos de resonancia.

Si comparamos la acidez del ácido benzoico (8), del fenol (9) y del alcohol bencllico(10) encontramos que están en la relación 1010: 105:1 es decir, el ácido benzóico es

gas como la presencia de una carga positiva sobre un átomo de oxígeno. El factor impor'tante en el proceso de disociación 10 ejerce la gran estabilización por resonancia del luncarboxilato.

En el caso del alcohol no es posible pensar en ningún mecanismoque permita repartirla carga negativa entre otros átomos, permaneciendo por ello localizadaen el átomo dooxígeno. Las estructuras de resonancia que existen en el alcohol (16 y 17), debidas a 111presencia del anillo aromático, contribuyen en igual forma en el alcóxido (18 y 19) Yen ningún momento afectan a la distribución de carga de este último.

o-COOH8

< }-OH9

< }-CH20H10

pKa 5 10 15

100 000 veces más fuerte que el fenol y éste, a su vez, lo es 100 000 más que el alcoholbencl1ico. En estas especies el cambio que está ocurriendo puede esquematizarse para lastres moléculas según:

(ec.16) """",OH + H2O ~ ~O- + H3O+CH2OH

Ó~16

60B

17

El enlace que se rompe es, en todos los casos, un enlace O-H y queda en la base con-jugada una carganegativa sobre el átomo de oxígeno.

Resulta evidente que las diferencias observadas no puede explicarse en base a simplesefectos inductivos, ya que, como se ha visto en la sección anterior, las diferenciasen mag-nitud en los valores de pKa que deberían esperarse como consecuencia de un efectoinductivo para estos cambios estructurales serían mucho más pequeñas. Es por ellonecesario buscar una explicación que sí pueda justificar grandes diferenciasen los valoresde 6.G.

Cuando se estudia la estabilidad de las correspondientes bases conju.gadas,se ve que, deacuerdo a la teoría de la resonancia, el ion carboxilato se puede representar por un híbri-do de dos estructuras igualmente contribuyentes, equivalentes y del mismo contenidoenergético (11 y 12). Ello equivalea decir que en el híbrido (13) la carganegativa se hallaigualmente repartida entre los átomos de oxígeno 0,10 que es igual, la cargapor átomo deoxígeno en la base conjugada es de 1/2. Esta gran estabilización por resonancia del ioncarboxilato se considera como la responsable de la mayor tendencia a ceder protones delos ácidos carboxl1icoscomparados con otras especies orgánicas que también poseen un

ÓO-~

18

60-19

Una condición intermedia entre las dos posiciones extremas discutidas hasta ahora 011111correspondiente al fenol. Si se dibujan las estructuras de resonancia contribuyentes pnru 01fenol y para el ion fenóxido, se tendrá:

/H + /H

6~-Ó~

-I-/HO

O20 21 22

+ +6~~6

23 24

o 0- /0 /0-1/2-C ( t -C/ -c'. - equivale a-C'

'0- ""'O "O 'O -1/2

11 12 13 H{brido

/0-,70-c HO--C,-O - H

+

1514

En el casodel fenol, las estructuras contribuyentes importantes son las de Kekulé (20 y24). Las tres restantes implican separación de cargas y ruptura del sistema aromático; sucontribución por lo tanto será pequeña. Igualmente, para el ion fenóxido la contribuciónmás importante corresponde a las estructuras 25 y 29 de Kekulé; sin embargo, las estruc-turas 26, 27 y 28 isovalentes y de igual carga, tendrán una contribución que, aúnque pe-queña con relación a 25 y 29, será mucho más importante que la de las homólogas en elcaso del fenol y, en consecuencia, habrá mayor estabilización del fenóxido debido a ladeslocalizacióno dispersión de la carga negativa a través del anillo.

Visto de otra manera, al comparar la basicidad del fenóxido con la del alcóxido, elfenóxido no presenta su carga totalmente localizada sobre el átomo de oxígeno. Esta me-nor disponibilidad de electrones se traduce en una menor basicidad del fenóxido y en con-secuencia su ácido conjugado, el fenol, será más fuerte que el alcohol benc11ico.

El efecto de resonancia también se considera responsable de la diferencia de basicidadentre aminas alifáticas y aromáticas.

278

ó~-ó ~25 26

(ec. 17)

(ec. 18)

Teoría general de ácidos y bases

o

6 ~ ó-~ó

Teoría general de ácidos y bases

vidad en la molécula. Sin embargo, un conjunto de hechos experimentales, asociadosa ladistribución electrónica de las aminas aromáticas, apoya la hipótesis de que el par deelectrones está parcialmente deslocalizado hacia el anillo. Entre tales hechos se encuentrael incremento del momento dipolar que se observa en aminas aromáticas al comparadascon las correspondientes aminas alifáticas, como puede observarse en los valores de latablaXI.

279

27 28 29

Tabla XI. Momentos dipolares de aminasa

¡;.(D) ¡;. (D)

CH3NH2

C6Hs NH2

1,39

1,55

(CH3 hN

(CH3 hNC6Hs 1,61

0,86

a LL. N. Ferguson. The Modern Structural Theory o[ Organic Chemistry. Prentice-Hall, Ine. Englewoods Cliffs, N. 1. 1952, p. 346.

El efecto de deslocalización del par de electrones del nitrógeno de las aminas aromáticasse pone de manifiesto en forma muy evidente cuando el anillo se encuentra sustituido porgrupos fuertemente atractores de electrones en posiciones -o y -p. Tal es el caso del grupo

RNH2 + H+ # RNH3 Kb ~ 10-5H+ + 9

ArNH2 + # ArNH3Kb ~.1O-

En los ácidos conjugados de ambas aminas la carga positiva está localizaday no puedeoperar ningún mecanismo de resonancia -las estructuras de Kekulé del ion arilonio tam-bión existen en la base arilamina- pero en la base aromática hay contribución de estruc-lurns que deslocaJizanel par de electrones del nitrógeno hacia el anillo (31-33), disminu-yendo así la disponibilidad de electrones del nitrógeno y haciendo en consecuencia a lahusemásdébil.

O~ 0 '1:1. -O"

=O~ '1 ~ NH2 N+. NH2-O / - -O/ -

35 36

nitro en el cual hay una contribución significativa de estructuras de resonancia como la36. Si el sustituyente ocupa la posición meta, solamente operará el efecto "::"~,mientras

TablaXII Valores de pKb a 25°C de diversasanilinasnitrosustituidasa.

NH2

6+NH2

-6 ~~

30 31

+NH2

6+NH2 NH2

6-~ópKb

,~ Anilina

m-Nitroanilina

9,4

11,5

13,0

18,5

32 33 34 p-Nitroanilina

2,4-dinitroanilina

2,4,6-trinitroanilina 23,5Posiblemente sorprenda la postulación de estructuras contribuyentes polares tales co-

11111?I, 32 Y 33 aunqueseaen pequeñogrado,ya queno parecejustificablela rupturade1111sistema aromático dejando además un átomo de nitrógeno cargado positivamente sinqtl!! oxista una demanda de electrones por parte de algún átomo de mayor electronegati-

a. Hendrickson, Cram, Hammond. Organic Chemistry. McGraw-Hill, Kogakusha

Ltd. Tokyo. 1970, p. 304-307.

11IIII8IIII . -280

Teorla general de ácidos y bases Teoría general de ácidos y bases 281

que en las posiciones0- y p- se superpone este efecto al de resonancia. En la tabla XII seresume la basicidadrelativade diversasnitroanilinas.

Un mecanismosimilarexplica la elevada acidez de los nitrofenoles (tabla XIII), pero eneste caso se trata de la estabilizaciónque sufre la base conjugada como consecuenciade ladeslocalizacióndel par de electrones del fenóxido hacia los grupos nitro.

Este comportamiento se hace más evidente en las imidas, las cuales tiene una acidezequivalente a la de los fenoles. Así, para la succinimida(39), la estabilidad de la base con-

pKa

Tabla XIII. Valores de pKa a 25°C de diversos fenoles nitro-sustiruidosa.

Fenol

m-nitrofenol

10

9,3

7,2

,4,0

0,4

jugada, gracias a una contribución importante de las estructuras 41 y 42, justifica el valorde pKa observado para esta molécula de 9,6. Por otra parte, la basicidad de esta moléculadeberá ser muy baja, ya que su ácido conjugado (46) será muy inestable, debido, en pri-mer lugar, a la pérdida de la estabilización por resonancia que tenía la base (estructuras 44y 45) y, en segundo lugar, por las interacciones electrostáticas muy desfavorables que apa-recen en el ácido (46) como consecuencia de las repulsiones dipolo-carga.

p-nitrofenol

2,4-dinitrofenol

2, 4, 6-trinitrofenol

a. Hendrickson, Cram, Hammond. Organic Chemistry. McGraw-HiIl KogakushaLtd. Tokyo. 1970, p. 304-307

Finalmente se discutirán tres clases de estructuras en las cuales el comportamiento,desde el punto de vista ácido-base, se explica por efectos de resonancia.

A pesar de que para las amidas se debería esperar un comportamiento básico en agua(ecuación 19), éstas son bases más débiles que las aminas aromáticas, con valores de pKbdel orden de 14. Ello se explica debido a la fuerte deslocalización de electrones que ejerce

el grupo carbonilo (estructuras 37 y 38). Por el contrario, este requerimiento electrónicodel átomo de oxígeno es el que justifica que las amidas muestren, en presencia de bases,un carácter ácido (PKa 16) debido a la estabilización de la base conjugada, a diferencia delas aminas que tienen valores de pKa cercanos a 30 (ecuación 20).

(ec.23)

Un comportamiento opuesto al de las dos moléculas antes citadas es el correspondien-te a la guanidina (47), la cual tiene un valor de pKb de 0,6 (ecuación 23). El ion guanido-

H2N" + .H2N" +C=NH + H ~ C=NH2

H2N/ H2N/47 48

nio (48) resulta ser un ácido conjugado muy estable, por encontrarse la carga positiva re-partida equivalentemente entre los tres átomos de nitrógeno (estructuras 49-51).

(ec.19)O O11 + 11 +

R-C-:NH2 + H ~ R-C-NH3

O O'11) I

R-C-NH2 - R-C=NH2~. +

37 38

(ec. 20)O O O11 11 I

B- + R-C-NH2 ~ BH + [R-C-~H +>-R-C=NH]

Es importante aclarar que no debe confundirse el efecto de resonancia con el efectoinductivo que surge como consecuencia de la existencia de estructuras de resonancia. Así,por ejemplo, el grupo ciano ejerce un efecto -1 importante no solamente debido a la dife-

(ec.21) O

BH+l QNQN

NB-+ QII

O O O'

39 40 41 42

O O' O

j 10(ec. 22) I QNH <--> QNII <--> QII +W <

O O O \0

43 44 45 46

+H2N H2N H2N,,+ '-

C=NH2 +>- C-NH2 +>- C-NH2H2N/ H2N-:? H2N/+

49 50 51

282 Teoría general de ácidos y bases Teoría general de ácidos y bases 283

rencia de electronegatividades sino como consécuencia de la polaridad del enlace por con-tribución de la estructura de resonancia 53. A este efecto, exclusivamente inductivo, sedebe el incremento de acidez que presenta, por ejemplo, el ácido cianoacético (PKa 2,45)

- .--.....----- -Tabla XV. Val9res de pKa para diferentes tipos de compuestos.

Se designan con este nombre todos aquellos factores que afectan al comportamiento delas moléculas debido a la presencia de grupos voluminosos que, ocupando regiones delespacio cercanas a los centros de reacción, dificultan la actividad de estos centros.

En las reacciones ácido-base que implican transferencia protónica no existe, dado lopequeño del radio iónico del protón, un requerimiento estérico importante por parte deéste; sin embargo, se encuentra en dichas reacciones efectos estéricos que operan segúndos posibles vías: la primera de ellas se refiere a efectos sobre la solvatación de las especiesen equilibrio y la segunda a la modificación de los efectos de resonancia que ocurren co-mo consecuencia de interacciones de naturaleza espacial.

Los efectos estéricos relativos a solvatación se observan en moléculas que, debido alcongestionamiento de los alrededores del centro que acepta o que pierde el protón, nopueden rodearse eficientemente de moléculas de solvente en el centro cargado y, en con-secuencia, este ion mal solvatado será muy poco estable. Asociadosa la dificultad de sol-vatación aparecen cambios en la efectividad del dieléctrico que rodea al centro cargado, loque inestabiliza dicha especie y produce una caída en el valor de Ka' En la tabla XVI sedan algunosvalores de pKa para derivadosmuy ramificados del ácido acético.

Otro caso ilustrativo de impedimento estérico de la solvatación lo constituye la caídade acidez del fenol cuando se sustituyen las posiciones 2 y 6 por grupos ter-butilo. El 2,6-di-ter-butifenol no se solubiliza en KOH-alcohólicoa diferencia del fenol que se encuentratotalmente disociado en solución acuosa de KOH. Este fenómeno se pone en evidencia alconsiderar los.valores de pKa de la tabla XVII para derivados sustituidos en posición para

Enlace

-1--++ --C=N +¡. -C=~; [-C=N]52 53 -o-H

en comparación con el ácido acético (PKa 4,76), o el m.danofenol (PKa 8,6) con el fenol(PKa 9,9). Sin embargo, al considerar el p-cianofenol, sí opera un efecto de resonancia,pues la carga negativa de la base conjugada puede ser deslocalizada hasta el átomo de ni-trógeno del grupo ciano.

Los efectos de resonancia son acumulativos, al igual que los inductivos, pero no depen-den de la distancia en la forma que lo hacen estos últimos. El mayor o menor grado deaditividad que tienen los efectos de resonancia depende de la posible acción simultánea detodos los grupos presentes. En la tabla XIV se indican los valores de pKa para la serie denitrometanos y cianometanos polisustituidos. En ella puede verse que en el caso de losprimeros, debido posiblemente a dificultades para una coplanaridad total de los grupos ni-tro el efecto sobre el pKa por cada grupo -NOz disminuye progresivamente al aumentarla sustitución. Por el contrario, en los cianometanos, donde posiblemente no hay dificul-tades para que exista una estructura con un máximo de deslocalización, dado el carácterlineal del grupo -CN, la variación del pKa por cada grupo -,-CN es casi constante.

-N-H

--C-H.

Efectos estéricos

TablaXlV. Valores de pKa para nitro- y ciano- metanos a 25 oCa.

a. 1. Hine. Structural Effects on Equilibria in Organic Chemistry. John Wiley & Sons. N. Y.1975,p.185.

Finalmente, es importante hacer resaltar que, por lo general, las variacionesde los valo-res de la constante de equilibrio producidas por efectos de resonancia son bastante eleva-das en comparación con las provenientes exclusivamente de efectos inductivos. Este he-cho se ilustra en la tabla XV al comparar los valores de pKa enth pares de enlaces que só-lo difieren en su capacidad de deslocalizar por resonancia los electrones de la base conju-gada.

pKa b.pKa pKa LpKa

CH4 40 CH4 40CH3NOz 10,2 30 CH3CN 25 15

CHz(NOz)z 3,6 7 CHz(CN)z 11,2 14

CH(NOz h 0,1 4 CH(CNh -5,1 16

Compuesto pKa LpKa

O11CH3--C-O-H 5 11

CH3--CHz -D-H 16

CH3--C-N-H 1611 IO H

H19I

CH3--CHz -N-H 35

CH3--C-CHz-H 2011O 20

CH3 --CHz --CHz -H 40

284 Teoría general de ácidos y bases ¡(Joría general de ácidos y bases 285

Tabla XVI. Valores de pKa para ácidos acéticos sustituidos medidos en MeOH/H2O al50%en vol.ya 40 °C.a

Acético

t-Butilacético5,69

6,24

6,50

OH

H'C*CH'N02

54

pKa 7,2

OH

H'C*CH'N02

55

Acido pKa

t-Bu tiletilacético

t-Butil iso-propilacético

tri -iso-propil acético

pKa 8,2

6,76

7,36o

- ':\

-q>=CH3

.'NO~ O 0-

CH3 .

a. M. S. Newman y T. Fukunaga,J. Am. Chem. Soco 85,1176 (1963).

por grupos atractores de electrones que, al ser capacesde deslocalizar la carga negativa delfenóxido, compensan los efectos de una solvatacióndeficiente.

La segunda vía a través de la cual actúan los efectos estéricos es impidiendo que losmecanismos de resonancia, capaces de estabilizar alguna de las especies presentes en elequilibrio ácido-base, no puedan operar. Esto está directamente relacionado con el requi-sito de paralelismo de orbitales que debe existirpara que haya una deslocalizaciónefecti-va. A este fenómeno se le conoce genéricamente como inhibición estérica de la resonan-cia,

En la tabla XIII se mostró el efecto de resonancia ejercido por el grupo nitro sobre laacidez del fenol. Este efecto se bloquea mediante la sustitución de las posiciones orto algrupo nitro debido a que la coplanaridad deeste grupo con el anillo aromático está impe-dida (figura 4). Tal como es el caso del 3 ,5-dimetil4-nitrofenol (55) cuya acidez es 10 ve-ces menor que la del 2,6-dimetil4-nitrofenol (54) donde los grupos metilo no impiden laexistencia de una conformación coplanar demáxima deslocalización.

f!'ig.4. Orientación coplanar (máxima deslocalización) y perpendicular (ausencia de deslo-olllización) entre el grupo nitro y el sistema fenóxido.

Análogamente, este efecto se ha utilizado para explicar la diferencia en los valores depKb de las aminas aromáticas sustituidas56 y 57. Con el objeto de evitar el congestiona-miento estérico que aparecía en una conformación coplanar, el par de electrones del ni-trógeno en el derivado N, N-dimetiladose mantiene perpendicular al sistema n-aromático,lo cual conduce a una basicidadmuchomayor para este compuesto que no podría ser ex-plicadapor un simple efecto inductivodebido a los grupos metilo.

NMe2

O'N*NO'NO2

56pKb 18,7

NH2

O'N*NO'NO2

57pKb 23,3

Tabla XVII. Valores de pKa para fenoles sustituidos, medidos en EtOH/H2 O al 50%.a

Puente de hidrógeno.

a. L. A. Cohen, J. Org. Chem., 22, 1333 (1955).

En algunos casos puede existir la fonnación de puentes de hidrógeno intramoleculares queinvolucran directamente a las funciones ácidas o básicas, afectando por lo tanto a la aci-dez o basicidad de las mismas.

La existencia de un puente de hidrógeno puede alterar la acidez por su efecto tanto en

Sustituyen te Fenol 2,6-di t-Bu-fenol

pKa pKa

p - CHO 8,81 11,3

p-CN 9,10 11,4

p - COOEt 9,61 11,8

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284 Teoría general de ácidos y bases Teoría general de ácidos y bases 285

Tabla XVI. Valores de pKa para ácidos acéticos sustituidos medidos en MeOH/HzO al50%en vol. ya 40 °C.a

Acético

t-Butilacético5,69

6,24

6,50

6,76

OH

H,C lQrCH'

NOz

54pKa 7,2

OH

H'C*CH'NOz

55

Acido pKa

pKa 8,2t-Bu tiletilacético

t-Butil iso-propilacético

tri-iso-propil acético 7,36o

- ::\ ~CH3

'::..-N .r-....O""" '--" 0-

CH3 '

a. M. S. Newman y T. Fukunaga, J. Am. Chem. Soco 85, 1176 (1963).

por grupos atractores de electrones que, al ser capacesde deslocalizarla carganegativa delfenóxido, compensan los efectos de una solvatación deficiente.

La segunda vía a través de la cual actúan los efectos estéricos es impidiendo que losmecanismos de resonancia, capaces de estabilizar alguna de las especies presentes en elequilibrio ácido-base, no puedan operar. Esto está directamente relacionado con el requi-sito de paralelismo de orbitales que debe existir para que haya una deslocalizaciónefecti-va. A este fenómeno se le conoce genéricamente como inhibición estérica de la resonan-cia.

En la tabla XIII se mostró el efecto de resonancia ejercido por el grupo nitro sobre laacidez del fenal. Este efecto se bloquea mediante la sustitución de las posicionesorto algrupo nitro debido a que la coplanaridad de este grupo con el anillo aromático está impe-dida (figura 4). Tal como es el caso del 3 ,5-dimetil4-nitrofenol (55) cuya acidez es 10 ve-ces menor que la del 2,6-dimetil4-nitrofenol (54) donde los grupos metilo no impiden laexistencia de una conformación coplanar de máxima deslocalización.

Fig. 4. Orientación coplanar (máxima deslocalización) y perpendicular (ausencia de deslo-calización) entre el grupo nitro y el sistema fenóxido.

Análogamente, este efecto se ha utilizado para explicar la diferencia en los valoresdepKb de las aminas aromáticas sustituidas 56 y 57. Con el objeto de evitar el congestiona-miento estérico que aparecía en una conformación coplanar, el par de electrones del ni-trógeno en el derivado N, N-dimetilado se mantiene perpendicular al sistema 7T-aromático,10 cual conduce a una basicidad mucho mayor para este compuesto que no podría ser ex-plicada por un simple efecto inductivo debido a los grupos metilo.

NMez

O'N*NO'NOz56

pKb 18,7

NHz

O'N*NO'NOz

57pKb 23,3

Tabla XVII. Valores de pKa para fenoles sustituidos, medidos en EtOH/Hz O al 50%.a

Puente de hidrógeno.

a. L. A. Cohen,!. Org. Chem., 22, 1333 (1955).

En algunos casos puede existir la formación de puentes de hidrógeno intramoleculares queinvolucran directamente a las funciones ácidas o básicas, afectando por 10 tanto a la aci.dez o basicidad de las mismas.

La existencia de un puente de hidrógeno puede alterar la acidez por su efecto tanto en

Sustituyen te Fenol 2,6-di t-Bu-fenol

pKa pKa

p - CHO 8,81 11,3

p-CN 9,10 11,4

p - COOEt 9,61 11,8

286 Teoría general de ácidos y bases

el ácido como en la correspondiente baseconjugada, y el efecto observado puede ser tantoel incremento como la disminución de la acidez. Así por ejemplo, si el protón acídico esel comprometido en la formación del puente de hidrógeno, como es el caso de los orto-ha-lo fenoles, la estabilización del ácido conduce a la disminución de la acidez respecto al fe-nol, a diferencia de lo que ocurre si la sustitución es en otras posiciones. Para otras espe-cies se observa, por el contrario, que aun existiendo la posible formación de un puente dehidrógeno en el ácido, la presencia de tal enlace en la base conjugada incrementa marcada-mente la acidez, lo cual es debido a la fuerte estabilizaciónque surge en la base conjugadapor estar alli involucrada una carga negativa que determina una fuerza de enlace muchomayor. Así se explica la diferencia de acidez entre el ácido salicl1ico(58) y sus isómerosde posición (59 y 60), hecho este que no podría justificarse debido a simplesefectos in-ductivos.

Otro ejemplo ilustrativo es el caso del alcohol 61 cuya elevada acidez, al comparadacon un alcohol en el que existen efectos inductivos similarescomo es el compuesto 62, só-lo puede interpretarse en base a la existencia del puente de hidrógeno del alcóxido 63.

HF3C I

F3Ct O\

F C ¡H3 O

CF3

(F3C)3COHCF3

F3Ct o~\H

F3C 01CF3

63pKa

61

5,95

62

9,52

Efectos del disolvente

Se trata en este caso de un efecto del medio y no estructural. No obstante, resulta conve-niente citado con el fin de dar un panorama más completo de las reacciones ácido-base.

Por tratarse de un equilibrio, el efecto del disolventeestará asociado a la posibilidad deestabilizar las especies iónicas que existan en el medio. Si se trata de un proceso de diso-ciación, un aumento de la constante dieléctrica (e) del medio favorecerádicha disociación.Así por ejemplo, el valor de pKa del HN03 pasa de 3,6a -1,4cuando se mide en EtOH(e=24) o en H2O (e=18) respectivamente, a pesar de que los valores de pKb de estos disol-

Teoría general de ácidos y bases 28

ventes están en el mismo orden de magnitud. Esta diferencia está de acuerdo con el valteórico que se calcula al considerar un modelo electrostático teniendo en cuenta las compondientes constantes dieléctricas de los dos disolventes.

Si en lugar de un equilibrio como el anterior, en el que se forman dos especies cargaca partir de especies neutras, se tienen sistemas como los siguientes:

I

t

t

¡p"

il

AH+ + B ~ A + BH+

B- + AH ~ BH + A-

¡

j

¡,!

el efecto de la constante dieléctrica no es tan importante, ya que tanto reactantes COIproductos contienen especies cargadas,y las diferenciasobservadasal cambiar el disolv,te se deberán a la diferente basicidaddel mismo o a efectos específicos del disolvente.

Se conoce como efecto específico del disolventepara estos procesos, la acción debidlas características estructurales del mismo. Así, por ejemplo, el agua y los alcoholes,euna gran tendencia a formar puentes de hidrógeno intermoleculares, son capacesde soltar eficientemente ciertas especies tanto iónicas como neutras a través de dicha interción. Como ya se citó, la aparente anomalía de la basicidad relativa de aminas alifátiprimarias, secundarias y terciarias es debida a la dificultad de estas últimas para forrpuentes de hidrógeno con el disolvente.

Finalmente, vale la pena destacar el caso particular de algunos disolventesapróticmalta constante dieléctrica que en las últimas décadas han cobrado gran auge. Se tratacompuestos como la dimetilformamida (e=38) y el dimetilsulfóxido (€=49), los cupermiten estudiar reacciones dentro de un amplio margen de valores de pK con la vende que, dada su constante dieléctrica, resultan buenos disolventes para especies taiónicas como moleculares. Estos disolventes actúan como buenos agentes solvatantes1especies catiónicas pero no para las aniónicas; como consecuencia de ello se encuel1por ejemplo, que el ion metóxido (CH3O) es una base 109 veces más fuerte en D~que en metano!.

Teoría de ácidos y bases Lewis

Según esta teoría, se define un ácido Lewis como toda especie que posee un átomo eciente por lo menos en un par de electrones para completar su capa electrónica exteUna base Lewis es toda especie que posee por lo menos un par de electrones no corrtidos.

El producto que resulta de la interacción de un ácido y una base de Lewisse denolcompuesto de adición o complejo Lewis.Estos compuestos provienen de la formacióun enlace covalente coordinado (donación de un par de electrones de un átomo a otipresentan un caracter iónico bien sea inter- o intramolecular.

Las bases de Bronsted siguen siendo bases en el concepto de Lewis; sin embarqconcepto de ácido de Lewis es mucho más amplio que el Bronsted, pues el protón

~

senta solamente un caso particular dentro de la gran variedad de especies que paceptar un par de electrones de una base de Lewis.A continuación se incluyen, a ID

COOH COOH COOH

rQr°H rQtOHOH

58 59 60Ka 1,05 X 10-3 8,3 X lO-s 2,9 X lO-s

288 Teoría general de ácidos y bases Teoría general de ácidos y bases 289

Acidos de Lewis: HgBr2 , AlC13, SnC12 , FeC13, S03 , SiF 4, H+, R3 C+, Ag+.Basesde Lewis: R3N:, H2O:, Et20:, HO-, R3C-, R2S:, :$,r$:r:

De igual manera, cuando es posible la existencia de efectos de resonancia, estos actúana través de la deslocalizaciónde electrones disminuyendo la basicidad, como es el caso delgrupo amido representado en las estructuras 64 y 65 donde se indica la reducción de basi.cidad del nitrógeno debido a una disminución en la disponibilidad de electrones. En el ca-so de un ácido de Lewis el mecanismo de resonancia puede satisfacer internamente la de.manda de electrones que un átomo pueda tener, como lo indican las estructuras 66 y 67de un bora-amino derivado.

de ejemplo, diferentes tipos de ácidos y bases de Lewis, así como algunas reacciones ácido-base de Lewis:

Reacciones ácido-base de Lewis

H+ + H2O ~ H3O+

HgBr2 + 2Br- ~ HgBr¡2FeBr3 + Br2 ~ FeBr4 + Br+

BF3 + HF ~ BF4 + H+- +

(CH3)3B + OEt2 ~ (CH)3 B-OEt2SiF4 + 2F- ~ SiF6 Los efectos estéricos, debidos a requerimientos espacialesdel ácido o de la base,juegan

aquí un papel más importante que en el caso de la transferencia protónica. Esto puede de-ducirse de la información que se resume en la tabla XVIII.

En principio, los mismos efectos que operan en los sistemasácido-basede Bransted sonaplicables a los equilibrios ácido-base de Lewis. La fuerza de una base será función de ladisponibilidad electrónica y la de un ácido de la demanda de electr~mes por parte delátomo que debe completar su capa electrónica. Igualmente, la estabilidad de las cargasque se crean en cada uno de los átomos del aducto de reacción, así como la interferenciade efectos de naturaleza estérica, juegan un papel de gran importancia en la magnitud delas constantes que rigen estos equilibrios. I

Las meJ'ores bases de Lewisson lasespeciescargadas,tales como: -C:-) -N:-) -0:- ):F:;I I ....

le siguen en fuerza los átomos neutros en sentido inverso a su electronegatividad, ya queI I ..

éstos, en el aducto de reacción, deben soportar una carga positiva-N: ) -O: » -F:I .. ..En el caso de los fluorocompuestos, dada la elevada electronegatividad del átomo de

fluor, dificilmente pueden formar compuestos de adición actuando como bases, como lomuestra el sentido de las ecuaciones 26 y 27

TablilXVIII. Constantes de disociación a 100 DCde aductos entre trimetilboro y diferen-tes aminasa

R3N + B(CH3)3 ~ R3N+ - B-(CH3h

Base K disoc.

0,07

1,22

No se forma aducto

EtNH2

Et2 NH

Et3N

t-BuNH2

Quinuclidina

9,46

0,02- +

(ec.26) F3B + N(CH3)3 ~ F3B-N(CH3)3

(ec.27) F3B + FCH3 =:F3B-FCH3

Los efectos inductivos también operan en el sentido esperado como puede verse en las

siguientes secuencias:

a. M. S. Newman,Steric Effects in Organic Chemistry lohn Wiley & Sons N.Y. 1956.p.456.

(CH3hN: > H3N: > F3N:basicidad Lewis

BF3 > BH3 > B(CH3hacidez Lewis

En la tabla se observa que un aumento en la basicidad al pasar en las etilaminas de 1uprimaria a la terciaria no se traduce en una mayor estabilidad del aducto sino que, por e.lcontrario, para las aminas primarias y secundarias aumenta la constante de disociación, es

'>=0 1(0-I 1+

/N:..... N,'B B/, /N, I I+

64 65 66 67

--~- ~--~ -- --- ~-H~~ ~~- ~ --~- . ... n---~

290 Teoría general de ácidos y bases Teoría general de ácidos y bases 291

decir la formación del aducto es más difícil. Igual efecto se observaal comparar dos ami-nas primarias EtNH2 Y t-BuNH2 que presentan una basicidadhacia el protón comparablepero cuyos requerimientos estéricoshacia el trimetilboro evidentemente son diferentes. Fi-nalmente, al comparar las aminas terciarias trietilamina (68) Yquinuclidina (69), que po-seen una basicidad equivalente, respecto al protón por tener efectos inductivos similares,se ve que la presencia de efectos estéricos en 68 impide la donación del par de electronesal trimetilboro, 10que no ocurre en la quinuclidina cuya única conformación posible nopresenta ningún tipo de interferencias hacia el ácido de Lewis.

te análisis superficial y errado queda fácilmente descartado al considerar en sus detalleslos cambios de entalpía y entropía que para estas disociacionesse indican enla tabla XIX.

TablaXIX. )'unciones termodinámicas a 25°C para el equilibrio HXaq +AcO-aq~ X-aq++ AcOHaq a

H~H

"1- !J"1 "IÍ H)'~"" ~

H'"H H

H H

68 69 a) R. P. Bell. The pro ton in Chemistry. Comell Univ. Press.lthaca New York. 2a Ed. 1973. P 75.

Las reacciones ácido-base de Lewis son de gran importancia en química orgánica, puesson muchos los intermediarios que corresponden a este tipo de especies, como los ionescarbonio y halonio (ácidos) y los carbaniones (bases), así como gran cantidad de reactivosde uso común en síntesis orgánica, que corresponden también a ácidos o bases de Lewis oa complejos de adición tipo Lewis.

La variación de las fuciones termodinámicas de la tabla anterior está referidas al ácidoacético. Puede comprobarse que, con excepción del ácido cloroacético, en los ácidos tabu-lados el factor determinante para la magnitud del valor de pKa es la contribución del tér-mino T!2.Soal valor de !2.Go.En el caso del ácido doro acético sí puede decirse que la varia-ción de !2.Hose refleja en el cambio de energía libre; sin embargo, aún en ese caso, es indu-dable que la entropía de ionizaciónjuega un papel importante.

Aspectos fisicoquímicos de las reacciones ácido-base TablaXX. Temperatura de inversión en el orden de acideza

Se han analizado las diferencias de fuerza ácida: o básica en térrnings de la proporciona-lidad existente entre !2.Gy pKa' A su vez, las variaciones de!2.G se han tratado de explicaren términos del contenido energético. Para ello se ha asumido un cierto paralelismo entrecambios de energía libre y cambios en el contenido entálpico, en base a la inspección delos cambios estructurales de re actante s y productos. Sin embargo, debe temerse en cuen-ta .que ésto no pasa de ser una aproximación al problema pues la contribución de la varia-ción de entropía al término !2.Gpuede ser y en algunos casos es, la responsable de las dife-rencias observadas en valores de pK. Con objeto de que se puedan apreciar las limitacionesindicadas se expone a continuación la interpretación termodinámica un poco más rigurosade la disociación de algunos ácidos carboxl1icOS. .

Frecuentemente se trata de explicar la diferencia de acidez en la serie de ácidos carbo-Xl1iCOSalifáticos no sustituidos en base a un efecto inductivo +1 de los grupos alquilo. Es-

Pares de ácidosb(1)

Temperatura de inversión(2)

CH3 COOH

CH3 COOH

CH3 COOH

CH3 CH2 COOH

CH3 (CH2)4 COOH

i. Pr-CH2 COOH

(Et h CHCOOH

(CH3 hCHCOOH

-34 o C

16°C

29 °c

46°C

a. R. P. Bell. The proton in Chemistry. Comell Univ. Press. Ithaca New York. 2aEd. 1973. p. 84.b. Kl > K2 por encima de la temperatura de inversión

Acido pKa !2.ao reZ !2.FI' re Z T!2. SOreZ !2.SOreZ

(KcaZlmoZ) (Kcal/moZ) . (caZ¡DK)

Fórmico 3,76 -1,38 0,07 1,45 4,8

Q::JJ

Acético 4,76 O O O OPropiónico 4,87 0,16 \ -0,12 -0,28 -0,9Trimetilacético 5,03 0,37 -0,61 -0,98 -3,3Cloroacético 2,87 -2,58 -1,01 1,57 5,2p-NO2 -Benzoico 3,44 -1,80 0,14 1,94 6,5