Aulas nº 6 e 7
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Cinética das reações orgânicas Cinética de reações simples Determinação do tempo de semi-vida Ana Paula Francisco QFII 2016-2017 Cinética Segundo as guidelines para o estudo da Estabilidade “Quando forem detetados produtos de degradação deve-se fornecer a seguinte informação”: - Identificação e estrutura química - Informação disponível sobre efeitos biológicos e significado nas concentrações em que podem ser encontrados - Procedimentos para isolamento e purificação - Mecanismos de formação, incluindo ordem da reação - Propriedades físico-químicas 2 Cinética Importância do conhecimento da ordem da reação - Determina como é que os dados de degradação devem ser tratados - Estabelecimento dos prazos de validade (importância financeira) 3 Cinética Cinética e mecanismo A cinética química compreende o estudo quantitativo de todos os fatores que afetam a velocidade das reações químicas. A nível molecular a cinética química pretende descrever o comportamento das moléculas à medida que colidem umas com as outras, se transformam em novas espécies e se separam novamente. 4 Cinética O estudo cinético deve ser feito depois de se conhecerem os produtos da reação e compreende: - Determinação de uma equação de velocidade empírica para a reação em questão (diz-nos como é que a velocidade de formação dos produtos varia com a concentração dos reagentes, catalisadores, mantendo constantes a temperatura, pressão, força iónica, solvente). - Estudo de outros efeitos: efeito de substituintes, efeitos isotópicos, efeito da temperatura, efeito da força iónica, efeito do solvente. Os dados experimentais obtidos permitem propor um mecanismo para a reação. 5 Cinética 1 – Cinética de reações simples Equação de velocidade. Constante de velocidade. Ordem de reação Uma reação que ocorre num único passo é uma reação elementar ou uma reação simples. a A + bB k c C + dD 6 Cinética a A + bB k c C + dD 1 D 1 C 1 A 1 B vel k A B d dt c dt a dt b dt a b A equação da velocidade relaciona a velocidade da reação com a concentração dos reagentes. A equação da velocidade, que fornece informação sobre a ordem da reação (a + b) e sobre a constante de velocidade (k), tem que ser determinada experimentalmente. 7 Determinação de constantes de velocidade. Equações integradas Geralmente a velocidade de uma reação varia com o tempo, uma vez que é proporcional à concentração e esta varia ao longo do tempo. Para obter uma relação linear entre um termo de concentração e o tempo, a equação de velocidade diferencial 8 tem que ser integrada. Cinética Para uma reacção de 1ª ordem A k1 P d A v k A dt 1 d A k dt A A t A 0 0 1 d A k dt A 1 ln A ln A k t 0 1 9 Cinética Para uma reação de 2ª ordem 2A k1 d A k A dt 2 P 1 1 kt A A 0 10 Cinética A+B k1 d A k AB dt P 1 A B ln kt B A B A 0 0 0 0 11 Cinética Reações de pseudo-primeira ordem A + B P v k AB Se a concentração inicial de B for muito superior à concentração de A, a concentração de B permanecerá praticamente constante durante o decurso da reação. A dependência da velocidade da reação em relação a A pode ser isolada e pode-se escrever a seguinte equação da velocidade: 12 Cinética d A v k dt obs A k k B obs k = constante de velocidade de 2ª ordem kobs = constante de velocidade observada de pseudo-1ª ordem 13 Cinética Exemplos Reação de degradação do acetato de etilo com o hidróxido de sódio d CH 3COOC2 H 5 k CH 3COOC2 H 5 NaOH dt d CH 3COONa kobs CH 3COOC2 H 5 dt em que se NaOH CH 3COOC2 H 5 kobs k NaOH 14 Cinética Esterificação O R C OH + H EtOH + O R C + OEt H2O v k RCOOH obs k k EtOH H obs 15 Tempo de semi-vida É o tempo necessário para que a concentração inicial do reagente se reduza a metade. Considerando a concentração inicial de A como A0 e a equação da velocidade integrada lnA kt lnA0 Pode-se escrever: A0 ln 2 kt1 lnA0 Donde se tira 2 ln 2 t k 1 2 16 Tempo de semi-vida Degradação da glucose em HCl 0,35 N 17 Tempo de semi-vida Degradação da glucose em HCl 0,35 N 18 Tempo de semi-vida Degradação da glucose em HCl 0,35 N lnC = ln C0-kt • Declive = -k = -0,0259 • K = 0,0259 h • Tempo de meia vida = 0,693/K = 0,693/0,0259= 26,8 h • Os dados foram recolhidos foram inferiores a 1 meia-vida mas deveriam ter sido recolhidos durante 3, 4 meias vidas 19 Tempo de vida de armazenamento Tempo de prateleira - é o tempo necessário para que 10% do fármaco se degrade 0,1 A0 = k0t0,9 𝑡0,9 0,1𝐴0 = 𝑘0 Exemplo: Calcular o tempo de prateleira de uma suspensão de ampicilina (2,5g/100mL) a pH 5,8 e a 35ºC, sabendo que k0 = 2,2x10-7g/100 mL.s 𝑡0,9 = 0,1(2,5) = 1,14x106 s = 13,2 dias −7 2,2 𝑥10 20 Catálise Homogénea 1 - Catálise ácido-base 2 - Perfis de pH-velocidade 21 Catálise ácido-base Muitas reações são aceleradas por reagentes que não estão incluídos na estequeometria da reação: o catalisador 22 Catálise ácido-base 23 Catálise ácido-base A A k1[A] kc[A] [C] P Reação não-catalisada P Reação catalisada Vel = -d[A]/dt = k1[A] + kc[A] [C] 24 Catálise ácido-base Vel = -d[A]/dt = k1[A] + kc[A] [C] Em condições de pseudo-primeira ordem: vel = -d[A]/dt = kobs[A] kobs = k1 + kc[C] k1 = constante de 1ª ordem (reacção não catalisada) kc = constante de 2ª ordem (reacção catalisada) 25 1 - Catálise ácido-base Muitos fármacos têm propriedades ácidas ou básicas, geralmente fracas. Uma base fraca pode adicionar um protão para formar um intermédio catiónico que reage rapidamente com nucleófilos. O H3C + H3O+ CH3 H3C H O CH3 26 1 - Catálise ácido-base Um ácido fraco pode perder um protão para formar um intermédio aniónico que reage rapidamente com electrófilos. - O H3C O CH2 H3C CH2 H B 27 Catálise ácida específica Este termo é aplicado a reacções nas quais o protão é o único ácido que aparece na equação de velocidade. S + H3O+ SH+ k1 k-1 k2 limitante SH+ + H2O P Vel = d[P]/dt = k2[SH+] 28 Catálise ácida específica Aplicando a aproximação do estado estacionário: k1[S][H3O+] = k-1[SH+][H2O] + k2[SH+] como H3O+ = H+ k1[S][H+] = k-1[SH+] + k2[SH+] [SH+] = Vel = d[P]/dt = k1________ [S][H+] k-1 + k2 + k___________ 1 k2[S][H ] k-1 + k2 29 Catálise ácida específica Vel = ___________ k1 k2[S][H+] k-1 + k2 como k2 é o passo limitante da velocidade então k-1 >> k2 e k____ 1 k2 Vel = [S][H+] k-1 Em condições de pseudo-primeira ordem: vel = kobs[S] kobs = k____ 1 k2 k-1 [H+] kobs = kH+ [H+] 30 Catálise ácida específica Reacções paralelas S k0 P S+ H+ kH+ P vel = k0[S] + k H+ [H+][S] vel = kobs [S] kobs = k0 + kH+[H+] 31 Catálise ácida específica Exemplo O O + H3C OCH2CH3 + H2O H H3C [H+] / M kobs /s-1 0.5 5.110-5 0.7 7.210-5 1.0 9.910-5 1.5 1.410-4 2.0 1.910-4 2.5 2.310-4 OH + CH3CH2OH FAZER GRÁFICO 32 Catálise ácida específica 2.50E-04 y = 8.94E-05x + 8.16E-06 R2 = 9.99E-01 k obs /s-1 2.00E-04 kH+ 1.50E-04 1.00E-04 5.00E-05 0.00E+00 0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 [H+]/M Ordenada na origem: reação na ausência de catalisador 33 Catálise ácida específica O H3C O + OCH2CH3 + H2O H H3C OH + CH3CH2OH kobs = 8.9410-5 [H+] + 8.1610-6 kobs = kH+ [H+] + kH2O [H2O] kH+ = 8.9410-5 M-1s-1 kH2O [H2O] = k0 = 8.1610-6 s-1 kH+ / k0 10 ou seja, o H+ torna o éster 10 vezes mais reactivo 34 Catálise ácida específica H O + k H+ = OEt H3C O H3C H O H 8.9410-5 M-1s-1 O H OEt H3C SH+ S + + H OEt O H OEt H3C H O+ H Passo limitante 35 Catálise ácida específica O H OEt H3C O+ H H O H3C HO H O + O H3C HO + O Et H Et + O H H + H3C O OH H H + O H O + H3C Et OH H3C OH + H 36 Catálise ácida específica k0 = 8.1610-6 s-1 O O H3C H O H OEt OEt H3C O+ H H O OH H3C 37 Catálise básica específica Este termo é aplicado a reações nas quais o ião hidróxido é a única base que aparece na equação de velocidade. SH + HO- S- k1 k-1 k2 limitante S- + H2O P Vel = d[P]/dt = k2[S-] 38 Catálise básica específica Aplicando a aproximação do estado estacionário: k1[SH][HO-] = k-1[S-][H2O] + k2[S-] [S-] = Vel = k1[SH][HO-] ____________ k-1[H2O] + k2 k1 k2[SH][HO-] ______________ k-1[H2O] + k2 39 Catálise básica específica k1 k2[SH][HO-] ______________ Vel = k-1[H2O] + k2 como k2 é o passo limitante da velocidade então k-1 [H2O] >> k2 e k1 k2[SH][HO-] ______________ Vel = k-1 [H2O] Em condições de pseudo-primeira ordem: vel = kobs[SH] kobs = k1 k2[HO-] ________ k-1 [H2O] kobs = kHO- [HO-] 40 Catálise básica específica Reações paralelas SH + H2O k0 P SH + HO- kHO- P vel = k0[SH] + k HO-[HO-][SH] vel = kobs [SH] kobs = k0 + kHO- [HO-] 41 Catálise básica específica O 2 H3C OH H O HO- H3C [HO-] / M kobs /s-1 3.010-3 3.510-2 5.010-3 4.210-2 7.010-3 5.910-2 10.010-3 7.410-2 20.010-3 14.910-2 30.010-3 22.310-2 H FAZER GRÁFICO 42 Catálise básica específica 2.50E-01 k obs /s-1 2.00E-01 kH2O [H2O] kHO- 1.50E-01 1.00E-01 y = 7.08E+00x + 8.48E-03 R2 = 9.98E-01 5.00E-02 0.00E+00 0.00E+00 1.00E-02 2.00E-02 3.00E-02 4.00E-02 [OH-]/M kobs = kHO- [HO-] + kH2O [H2O] kobs = kHO- [HO-] + k0 43 Catálise básica específica O O H2C H HO- H - O H2C H H2C H - O limitante H3C H O H OH O H H3C O H H H3C O 44 Catálise ácida geral Quando as reacções são efectuadas em tampões que têm como forma ácida um ácido de Brönsted, HA, então este também pode funcionar como catalisador Catálise ácida geral: todos os ácidos de Brönsted em solução catalisam a reacção kobs = kH2O [H2O] + kH+ [H+] + kHA [HA] 45 Catálise ácida geral kobs /s -1 kobs = kH2O [H2O] + kH+ [H+] + kHA [HA] kH2O [H2O] + kHA [HA] [H+]/M 46 Catálise ácida geral Equação de Henderson-Hasselbach: k obs /s -1 pH = pKa + log [A-]/[HA] É possível manter o pH constante e variar a concentração do tampão desde que [A-]/[HA] seja fixa kHA kH2O [H2O] + kH+ [H+] [HA]/M 47 Catálise básica geral Quando as reações são efetuadas em tampões que têm como forma básica uma base de Brönsted, B, então esta também pode funcionar como catalisador Catálise básica geral: todas as bases de Brönsted em solução catalisam a reacção kobs = kH2O [H2O] + kHO- [HO-] + kB [B] 48 Catálise básica geral k obs /s -1 kobs = kH2O [H2O] + kHO- [HO-] + kB [B] kHO- kH2O [H2O] + kB [B] [HO-]/M 49 Catálise básica geral Equação de Henderson-Hasselbach: pH = pKa + log [A-]/[HA] k obs /s -1 É possível manter o pH constante e variar a concentração do tampão desde que [B]/[BH+] seja fixa kB kH2O [H2O] + kHO- [HO-] [B]/M 50
